Nekovy hlavnej podskupiny 6. skupiny. Všeobecná charakteristika prvkov skupiny VI

Spojenie ich charakteru

O3 - alotropný typ zmeny kyslíka, získaný z kyslíka pomocou takzvaného ozonátora 3O2 \u003d 2O3 - modrého plynu.

Pridajte rovnice.

Voda - H2O - slabý elektrolyt, čistá voda bezfarebná kvapalina bez zápachu, bod varu - 1000, bod tuhnutia - 00C, hustota 1 g/ml. Deje sa tak v troch stavoch agregácie. Voda sa čistí sublimáciou v destilátore, výsledná voda sa nazýva destilovaná voda.

Oxid sírový (IV) - SO2 - s ostrým dusivým zápachom, bezfarebný plyn.

Po rozpustení vo vode sa vytvorí kyselina sírová: SO2 + H2O \u003d H2SO3

VI-SO3-anhydrid sírový je bezfarebná kvapalina. Pri spojení s vodou vzniká kyselina sírová.

Kyselina sírová

H2SO4 je bezfarebná kvapalina, ktorá sa dobre rozpúšťa vo vode.

Zobraziť obsah dokumentu
„Všeobecné charakteristiky nekovov. Prvky skupiny VI A »

Plán lekcie č. 15

Dátum Predmet chémia Skupina

CELÉ MENO. učiteľ: Kaiyrbekova I.A.

ja Téma lekcie:všeobecné charakteristiky nekovy. Prvky VI A skupiny. Kyslík. Voda. Síra. Sírovodík. Kyselina sírová a sírany.

Typ lekcie: lekcia učenie sa nových vedomostí

Cieľ:. Charakteristický chemické prvky V І A skupiny. Vedieť opísať a na príklade dokázať chemické vlastnosti síry. Zoznámte žiakov so štruktúrou spoločné vlastnosti nekovy, na základe ich polohy v periodickom systéme atómovej štruktúry. Poznať niekoľko spôsobov, ako získať nekovy. Vedieť podať všeobecný popis nekovov podľa polohy v PS a štruktúry atómov.

Úlohy:

A) Vzdelávacie: zopakovať a systematizovať poznatky žiakov o vlastnostiach chemických prvkov šiestej skupiny, o stavbe atómu, o použití zlúčenín;

upevniť schopnosť riešiť výpočtové úlohy pomocou reakčných rovníc;

Ә) Vzdelávacie: viesť environmentálnu výchovu na hodine chémie.

B) Vývoj: pokračovať v rozvoji logického myslenia, schopnosti využívať teoretické poznatky v nových situáciách;

upevniť schopnosť porovnávať, porovnávať, analyzovať;

II. Očakávané výsledky:

a) Študenti by mali vedieť: Charakteristika chemických prvkov skupiny V І A.

a) Študenti by mali byť schopní: Vedieť opísať a dokázať na príklade chemické vlastnosti síry

b) študenti musia byť schopní: Oboznámiť študentov so štruktúrou a všeobecnými vlastnosťami nekovov na základe ich postavenia v periodickom systéme štruktúry atómov.

III. Metóda a techniky každej fázy lekcie: problémová, rešeršná, laboratórna práca, samostatná práca žiakov.

IV. Vybavenie: interaktívna tabuľa

Počas vyučovania

ja Organizačná časť Skontrolujte dochádzku študentov. Oboznámenie sa s účelom a cieľmi dnešnej hodiny. Stanovenie cieľa lekcie.

II. Aktualizácia základných vedomostí:

A) Skontrolujte zošity

D / s 153 strana č.2

158 str č.6 cvičenie

Úloha Vypočítajte objem plynu, ktorý sa uvoľní, keď 19,5 g draslíka reaguje s kyselinou fosforečnou -

B) Samostatná práca

ІІІ. Vysvetlivky k novému materiálua konsolidácia nového materiálu

Plán:

Všeobecná charakteristika nekovov - prvky skupiny VI A.

Patria sem kyslík, síra, selén, telúr, polónium. Polónium je rádioaktívny kov a zvyšok tvoria chalkogény, ktoré tvoria rudu. Kyslík a síra sú obzvlášť dôležité. Na poslednej energetická úroveň majú 6 elektrónov, najvyšší oxidačný stav je + 6, + 2 je konštanta pre kyslík, najmenší je 2 síra. Všeobecný vzorec oxidu RO3 a zlúčeniny vodíka so všeobecným vzorcom RH2

charakteristický	kyslík		síra
Pozícia v P.S. - 1 bod	2 malá perióda, prvok VI A skupiny		prvok VI A skupiny, 3 malé obdobia.
Štruktúra atómu-1-bod	O (8p + ;8n 0)8e - 1s 2 2s 2 2p 4		S(16p + ;16n 0)16e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Byť v prírode	Vyskytuje sa vo forme zlúčeniny a vo voľnej forme. Zahrnuté v atmosférický vzduch vzniká ako výsledok fotosyntézy.		sa vyskytuje vo forme zlúčeniny a vo voľnej.
prijímanie	V laboratóriu: 2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 2KClO 3 \u003d 2 KCl + 3O 2 V priemysle sa kvapalný kyslík získava zo vzduchu.
fyzikálne vlastnosti	Bezfarebný plyn bez zápachu		Síra je žltá, pevná, kryštalická látka. 3 typy alotropných modifikácií: kosoštvorcový, monoklinický a plastický.
Chemické vlastnosti	Pri zahrievaní reaguje: s uhlíkom s fosforom, pričom vznikajú oxidy. S vodíkom Pri t= 1500 0 С s dusíkom Direct nereaguje s halogénmi. Pri normálnej teplote reaguje s aktívnymi kovmi. Pri zahrievaní reaguje s neaktívnymi kovmi Horia komplexné látky a vznikajú oxidy týchto prvkov. Úlohou je uviesť príklady a doplniť reakčnú rovnicumak-8 bodov		S jednoduchými látkami: kyslík, halogén, kovy, s alkáliami. Úlohou je vyplniť reakčné rovnice makové 4 body
Spojenie ich charakteru
O 3 - alotropný typ zmeny kyslíka, sa získava z kyslíka pomocou takzvaného ozonizátora 3O 2 \u003d 2O 3 - modrého plynu.		Sírovodík je jedovatý, bezfarebný plyn so zápachom skazených vajec. Prechádza disociáciou, horí na vzduchu, s kyselinami. Pridajte rovnice. Získava sa interakciou sulfidu železa s rozpustenou kyselinou chlorovodíkovou.
Voda - H 2 O - slabý elektrolyt, čistá voda, bezfarebná kvapalina bez zápachu, bod varu - 100 0, bod tuhnutia - 0 0 C, hustota je 1 g / ml. Deje sa tak v troch stavoch agregácie. Voda sa čistí sublimáciou v destilátore, výsledná voda sa nazýva destilovaná voda. Pri bežnej teplote reaguje s aktívnymi kovmi, s oxidmi zásaditých a kyslých oxidov. A tiež s niektorými soľami sa v tomto prípade tvoria kryštalické hydráty.		Oxid sírový (IV) - SO 2 - s ostrým dusivým zápachom, bezfarebný plyn. Po rozpustení vo vode sa vytvorí kyselina sírová: SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 Získava sa spaľovaním síry vo vzduchu, spaľovaním pyritu. VI-SO 3 -anhydrid sírový - bezfarebná kvapalina. Pri spojení s vodou vzniká kyselina sírová.
Kyselina sírová
H 2 SO 4 je bezfarebná kvapalina, vysoko rozpustná vo vode. Používa sa na výrobu kyseliny chlorovodíkovej, fluorovodíkovej, dusičnej, fosforečnej. Rozpustená kyselina reaguje s kovmi do N. Koncentrovaná kyselina reaguje s kovmi, nekovmi

Fixácie: 177 strán č. 12 ex.

D/s 153 s. č. 2, 158 s. č. 6 cvičenie, Abstrakt Úloha kyslíka v prírode. Aplikácia kyslíka

Všeobecná charakteristika prvkov 6. skupiny.
Šiesta skupina periodický systém prvky pozostávajú z dvoch podskupín: hlavné - kyslík, síra, selén, telúr a polónium - a vedľajšie - chróm, molybdén a volfrám. V hlavnej podskupine sa rozlišuje podskupina selénu (selén, telúr a polónium), vedľajšia podskupina sa nazýva podskupina chrómu. Všetky prvky hlavnej podskupiny, s výnimkou kyslíka, môžu pripojiť dva elektróny a vytvoriť elektronegatívne ióny. Pozrite si podrobnosti o vývoji karty bezpečnostných údajov technického objektu u nás.

Prvky hlavnej podskupiny majú na vonkajšej strane elektroniku

úroveň šiestich elektrónov (s2p4). Atómy kyslíka majú dva nepárové elektróny a nemajú d-úroveň. Preto kyslík vykazuje hlavne oxidačný stav -2 a iba v zlúčeninách s fluórom +2. Síra, selén, telúr a polónium majú tiež šesť elektrónov (s2p4) vo vonkajšej úrovni, ale všetky majú nezaplnenú d-úroveň, takže môžu mať až šesť nepárových elektrónov a vykazovať oxidačné stavy - 2, +4 a + v zlúčeniny 6.

Vzorec zmien aktivity týchto prvkov je rovnaký ako v podskupine halogénov: najľahšie oxidujú teluridy, potom selenidy a sulfidy. Z kyslíkatých zlúčenín síry sú najstabilnejšie zlúčeniny síry (VI) a v prípade telúru zlúčeniny telúru (IV). Zlúčeniny selénu zaujímajú strednú polohu.

Selén a telúr, ako aj ich zlúčeniny s niektorými kovmi (indium, tálium atď.) majú polovodičové vlastnosti a sú široko používané v rádiovej elektronike. Selén a zlúčeniny telúru sú vysoko toxické. Používajú sa v sklárskom priemysle na výrobu farebných (červených a hnedých) skiel.

V prvkoch podskupiny chrómu sa napĺňa hladina d, teda na úrovni s ich atómov po jednom (pre chróm a molybdén) alebo po dvoch (pre volfrám) elektróny. Všetky vykazujú maximálny oxidačný stav +6, ale pre molybdén a najmä chróm sú charakteristické zlúčeniny, v ktorých majú nižší oxidačný stav (+4 pre molybdén a +3 alebo +2 pre chróm). Zlúčeniny chrómu (III) sú veľmi stabilné a podobné zlúčeninám hliníka. Všetky kovy podskupiny chrómu sú široko používané.

Molybdén prvýkrát získal KV Scheele v roku 1778. Používa sa pri výrobe ocelí vysokej pevnosti a húževnatosti, ktoré sa používajú na výrobu hlavne zbraní, pancierovania, hriadeľov atď. Vďaka schopnosti odparovania pri vysokých teplotách, Málo sa používa na výrobu vlákien, ale má dobrú schopnosť spájať sa so sklom, takže sa používa na výrobu držiakov volfrámových vlákien do žiaroviek.

Volfrám objavil aj K. V. Scheele v roku 178! d) Používa sa na výrobu špeciálnych ocelí. Prídavok volfrámu do ocele zvyšuje jej tvrdosť, elasticitu a pevnosť. Spolu s chrómom dáva volfrám oceli schopnosť zachovať si tvrdosť pri veľmi vysokých teplotách, preto sa z týchto ocelí vyrábajú frézy pre vysokorýchlostné sústruhy. Čistý volfrám má najvyšší bod topenia spomedzi kovov (3370 °C), preto sa používa na výrobu vlákien v žiarovkách. Karbid volfrámu sa vyznačuje veľmi vysokou tvrdosťou a tepelnou odolnosťou a je hlavným neoddeliteľnou súčasťoužiaruvzdorné zliatiny.

V kyslíkovej podskupine so zvyšovaním atómového čísla sa zväčšuje polomer atómov a klesá ionizačná energia, ktorá charakterizuje kovové vlastnosti prvkov. Preto sa v sérii 0--S-Se-Te-Po menia vlastnosti prvkov z nekovových na kovové. Za normálnych podmienok je kyslík typický nekov (plyn) a polónium je kov podobný olovu.

S nárastom atómového čísla prvkov klesá hodnota elektronegativity prvkov v podskupine. Negatívny oxidačný stav je čoraz menej charakteristický. Oxidačný oxidačný stav sa stáva čoraz menej charakteristickým. Oxidačná aktivita jednoduchých látok v rade 0 2 --S-Se-Te klesá. Takže ak je síra oveľa slabšia, selén priamo interaguje s vodíkom, potom telúr s ním nereaguje.

Z hľadiska elektronegativity je kyslík na druhom mieste za fluórom, preto pri reakciách so všetkými ostatnými prvkami vykazuje výlučne oxidačné vlastnosti. Síra, selén a telúr vo svojich vlastnostiach. patria do skupiny oxidačno-redukčných činidiel. Pri reakciách so silnými redukčnými činidlami vykazujú oxidačné vlastnosti a pri pôsobení silných oxidačných činidiel. sú oxidované, to znamená, že vykazujú redukčné vlastnosti.

| | 3 | | | |

13541 0

Skupina 16 zahŕňa O, S, Se, Te, Po (tabuľky 1 a 2). Valenčný obal prvkov tejto skupiny tvoria dva elektróny v s-orbitáli a štyri v p-orbitáli (s 2 p 4). Slovo „chalkogén“ pochádza z dvoch gréckych slov, ktoré znamenajú „meď“ a „splodený“. Väčšina medených rúd pozostáva zo zlúčenín medi s kyslíkom a sírou a niektoré z nich obsahujú aj Se a Te. Najdôležitejšie rudné metódy obsahujú zlúčeniny so sírou, napríklad "chalkozín" - sulfid meďný Cu 2 S, "chalkopyrit" - CuFeS 2. Prvky, ktoré majú afinitu k síre, sa nazývajú chalkofily. Patria sem Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb. Rudy s týmito kovmi sú známe – „galenit“ (olovnatý lesk PbS), „sfalerit“ (zinková zmes ZnS), „cinnabar“ (HgS), „realgar“ (As 4 S 4), „stibnit“ (Sb 2 S 3 ).

Tabuľka 1. Niektoré fyzikálne a chemické vlastnosti kovov 16. skupiny

	názov		Odkazuje, o. hmotnosť	Elektronický vzorec	Polomer, pm	Hlavné izotopy (%)
	Kyslík Kyslík [z gréc. oxygény – kyselinotvorné]				kovalentná (jednoduchá väzba) 66
	Sulphur Sulphur [sanskrt, sulvere - síra, lat. síra]				atómová 104(S 8) kovalentná 104
	Selén Selén [z gréc. Selene - Mesiac]			3d 10 4s 2 4r 4	atómová 215,2 (sivá) kovalentná 117
	Telúr Telúr [z lat. tellus - zem]			4d 10 5s 2 5 R 4	atómová 143,2, kovalentná 137	128 Te (31,73)
	Polónium Polónium [na počesť Poľska]			4f 14 5d 10 6s 2 6r 4	atómová 167, kovalentná 153	210,211*,216,218 Po (stopy)

Prvky 16. skupiny tvoria spravidla zlúčeniny, v ktorých majú oxidačný stav -2, najmä v zlúčeninách s H a reaktívne kovy. V oxidoch sa najčastejšie zobrazujú valencie +4 a +6. Podobne ako u p-prvkov iných skupín sa pri prechode na koniec skupiny zisťuje postupná zmena nekovových vlastností na kovové: O A S- typické nekovy, Se A Tie- polokovy, Ro- kov (vysoko rádioaktívny).

Tabuľka 2 Obsah v tele, toxické (TD) a smrteľné dávky (LD) kovov 16. skupiny

	V zemskej kôre (%)	V oceáne (%)	IN Ľudské telo
			Priemer (s telesnou hmotnosťou 70 kg)			Krv (mg/l)
		Zahrnuté vo vode					netoxický vo forme O2, toxické vo forme O,
							netoxický
		(0,15-1,8)x10-11			(0,42-1,9) x10-4		TD 5 mg, LD nd
		(0,7-1,9)x10-11					TD 0,25 mg, LD 2 g
	Stopy v uránových rudách

kyslík (O) je bezfarebný plyn bez zápachu. Mimoriadne reaktívny, vytvára oxidy so všetkými prvkami okrem vzácnych plynov. V priemysle sa používa pri tavení ocele, rezaní kovov a v chemickom priemysle. kyslíkaté zlúčeniny s H, Si, Ca, Al, F e tvoria 49 % hmotnosti zemskej kôry, 89 % hmotnosti svetových oceánov a vo forme dvojatómových molekúl O 2,21% zemskej atmosféry. Je súčasťou mnohých stoviek tisíc zlúčenín, je nevyhnutný pre život, pretože sa podieľa na dýchacích procesoch živých organizmov. Je najdôležitejším faktorom chemickej a biologickej evolúcie na Zemi. Porušenie procesov neutralizácie aktívnych foriem O Predpokladá sa, že 2, ktorý vzniká počas metabolizmu, urýchľuje proces starnutia tela.

Kyslík má vysokú elektronegativitu (3,5 na zodpovedajúcej stupnici), ktorá poskytuje silné oxidačné vlastnosti. Reakcie tvorby oxidu sú vysoko exotermické a môžu byť sprevádzané vznietením O 2 prvky alebo výsledná zlúčenina. Vďaka malej veľkosti atómu spolu so svojou vysokou elektronegativitou je kyslík schopný stabilizovať atómy iných prvkov v stavoch s vysokým oxidačným stavom, napr. Cl 2 O 7 2- alebo in Cr 2 O 7 2-. Oxidy kovových prvkov majú zvyčajne zásadité vlastnosti, zatiaľ čo oxidy nekovových prvkov sú kyslé. Preto sa môžu navzájom kombinovať a vytvárať soli.

Existuje klasifikácia oxidov podľa zloženia: 1. Normálne oxidy obsahujú väzby iba medzi prvkom a kyslíkom, napr. MgO, SO 3 , SiO 2 . 2. Peroxidy obsahujú väzby nielen medzi prvkom a kyslíkom, ale aj medzi dvoma atómami kyslíka, napr. Na 2 O 2 a H 2 O 2. Peroxidy sú silné oxidačné činidlá. 3. zmiešané oxidy sú zmesou dvoch oxidov, napríklad triolovnatý tetraoxid (červené olovo) Рb 3 O 4 - zmes dvoch častí PbO a jedna časť РbO 2 .

Jeden z alotropov kyslíka je triatómový ozón(O 3), ktorý sa v prírode tvorí vo vyšších vrstvách atmosféry pod vplyvom ultrafialového žiarenia zo Slnka alebo pri elektrických výbojoch počas búrok. V laboratórnych podmienkach sa ozón vyrába v ozonizátoroch prechodom O 2 cez slabý elektrický výboj. Ozón sa v súčasnosti používa na dezinfekciu pitná voda vo vodárňach, pretože je to silnejšie oxidačné činidlo ako obyčajné O 2. Ozón pri požití ovplyvňuje pľúca a vytvára peroxidové metabolity.

O 2 má výraznú elektrónovú afinitu (142 kJ/mol). To poskytuje vysokú schopnosť vytvárať aniónový superoxidový ión * O 2 - čo je vysoko reaktívny radikál. Tieto vlastnosti superoxidových iónov určujú ich vysokú toxicitu. Hyperoxia a nadbytok ozónu iniciujú homolytické (keď sú zdieľané elektróny rozdelené rovnomerne medzi dva atómy pri prerušení väzby) štiepenie chemických väzieb v biomolekulách. V tomto prípade vznikajú radikály s nepárovým elektrónom. Napríklad pri reakcii ROOH od O vzniká 2-uhlíkový peroxid * ROO- a peroxid vodíka * NOÚ- radikály. Superoxidový ión aktívne reaguje s organickými látkami typu RH, najmä s nenasýtenými väzbami. Vzniknuté organické radikály iniciujú reťazový proces oxidácie organických látok. Nahromadené organické peroxidy sú normálne zničené peroxidázy ako aj antioxidanty tokoferol(vitamín E) a tiolové zlúčeniny ( glutatión, cysteín).

V zdravom tele existuje niekoľko úrovní obranných mechanizmov proti kyslíkovým radikálom: cytochróm oxidáza(takmer nepoškodené prebytkom kyslíka), rôzne amíny, kyselina γ-aminomaslová atď.

síra (S) - vyskytuje sa v prírode v natívnej forme, ako aj v sulfidových rudách kovov (napríklad v pyrite - "pyritoch železa" - FeS 2, zinková zmes ZnS, galenit PbS), v zemnom plyne H 2 S. Síra je kľúčovým prvkom pre chemický priemysel. Má niekoľko alotropných modifikácií, najstabilnejšie sú enantiotropy S 8. Pozostávajú z kosoštvorcový citrónovo žltýα -síra A jednoklonná medová žltáβ -síra. Okrem iných sú známe alotropy rezné, amorfné, koloidné a plastové síra. Morská voda obsahuje síranové ióny.

atómov S majú 6 elektrónov vo vonkajšom obale a môžu pridať ďalšie dva elektróny k svojim polovyplneným 3p orbitálom, aby vytvorili sulfidový ión S 2-. Atómy môžu existovať v stavoch s valenciou -2, +2, +4, +6. Je známych niekoľko oxidov, z ktorých dva sú najvýznamnejšie: oxid sírový 2 a SO trioxid 3 .

Dioxid Síra je hustý, bezfarebný plyn so štipľavým, dusivým zápachom, ktorý sa ľahko rozpúšťa vo vode a vytvára slabú kyselinu sírovú. Používa sa v celulózovom priemysle, na bielenie tkanín, ako antiseptikum na dlhodobé skladovanie zeleniny a ovocia. V atmosfére, zoxidovaný na trioxid, spôsobuje tvorbu kyslých dažďov. Jeho oxidáciu katalyzujú stopové množstvá železa a mangánu obsiahnuté v atmosfére.

Trioxid je silné oxidačné činidlo, má výrazné kyslé vlastnosti. Exotermicky reaguje s vodou za vzniku silnej kyseliny sírovej. nasýtený roztok MgSO 4 *7H 2 O("epsomská soľ") sa používa v medicíne ako protizápalový prostriedok.

Síra je jedným zo 6 organogénov ( C, H, N, O, S, P), ktoré tvoria väčšinu organických molekúl. Je súčasťou biologických tkanív všetkých živých bytostí vo forme aminokyselín cysteínu, cystínu a metionínu. Rovnako ako fosfor plní funkciu nosiča funkčných skupín a energie. Prítomnosť párových cysteínových zvyškov spôsobuje tvorbu disulfidových väzieb v proteínoch (- S-S-), ktoré určujú ich priestorovú štruktúru. Sulfhydrylové ("tiolové") skupiny (- SH) Molekuly cysteínu sú súčasťou aktívnych centier mnohých enzýmov.

Sľahko daruje elektróny atómom kovu, pričom vytvára koordinačné zlúčeniny s vysokou stálosťou, napríklad v štruktúrach s vysokým obsahom keratínu (vlasy, nechty, perie, pazúry, kopytá).

Posledné tri prvky skupiny 16 ( Se, Te, Ro) tvoria 6-mocné fluoridy, hoci proces oxidácie je náročný, najmä pre prvky nižšie v periodickej tabuľke. Mať účinok inertný pár- správanie prvku, ako keby dva jeho valenčné elektróny chýbali. Selenidy kovov, teluridy a polonidy sú takmer vždy izomorfné so zodpovedajúcimi sulfidmi. To vysvetľuje ich prítomnosť v prírode spolu so sírou.

selén (Se) - nachádza sa v niektorých sulfidových rudách. Získava sa pri elektrolytickom čistení medi (ako vedľajší produkt) vo forme striebornej alotropnej modifikácie, ktorej kryštálovú štruktúru tvoria špirálovité (jedným smerom skrútené) reťazce. Se∞ alebo ako menej stabilný červený amorfný prášok pozostávajúci z cyklov Se 8 vo forme koruny. Selén horí na vzduchu. Pod teplotou topenia (490°K) je polovodič. Dôležitá vlastnosť Se je schopnosť vytvárať elektrickú energiu v prítomnosti svetla. Preto sa používa vo fotovoltaických článkoch, fotokopírovacích strojoch, solárnych článkoch a polovodičoch.

V oxidoch najčastejšie vykazuje oxidačný stav +4 a +6. Oxidy zodpovedajú selénu ( H2Se03) a selén ( H2Se04) kyseliny. Ako oxid sírový SeO 3 je silné oxidačné činidlo, ale v dôsledku termodynamickej nestability sa selenany v živých organizmoch redukujú na seleničitany, ktoré môžu ľahko reagovať so sulfhydrylovými skupinami bioorganických zlúčenín. Kyseliny sú dvojsýtne a tvoria dve sady solí s kovovými iónmi.

Veľa spojení Se veľmi toxické, najmä H 2 Se. MPC selenovodíku je rádovo nižšia ako u takého známeho jedu, akým je kyselina kyanovodíková. HCN. Už pri veľmi nízkych koncentráciách spôsobuje bolesti hlavy a nevoľnosť, pri vysokých koncentráciách akútne podráždenie slizníc. Všetky selenidy, mnohé organické zlúčeniny Se, rozpustné seleničitany a selenany, pri kontakte s pokožkou spôsobujú ekzémy a lokálne zápaly. Intoxikácia selenidmi sa prejavuje zhoršeným čuchom a zvýšeným potením; ich vylučovanie z tela je pomalé. Zo zlúčenín selénu len sulfidy z Se 2 S predtým SeS 3 (Bagnall, 1971). Sulfid SeS 2 sa používa v kozmetike. Prebytok Se v pôde spôsobuje ochorenie "alkoloiz" u hospodárskych zvierat.

S organickými kyselinami Se tvorí soli s mocnosťou +2. Známe sú len jednoduché soli: metyltiosulfonáty Se(S202CH3) 2 dialkylditiokarbamáty Se(S2CNR2)2 a alkylxantáty Se(S2COR)2. Pri zahrievaní sa ľahko zničia. Známe sú aj rôzne zlúčeniny uhlíka, z jednoduchých selenidov uhlíka CSe 2 a CSS na nasýtené a nenasýtené heterocyklické molekuly, ako je selenantrén, cykloselenopropán a selenonaftén (obr. 1). Biologické reakcie zlúčenín uhlíka Se zle študované.

Ryža. jeden.

Pre chronickú expozíciu Se hromadí sa v pečeni a obličkách, ako aj v iných orgánoch: v značnom množstve v kostiach, vlasoch a nechtoch, v minimálnom množstve v mozgu. Se súčasť selenoproteínov, najmä prostetickej skupiny glutatiónperoxidáza, ktorý spolu s tokoferolom (vitamín E) chráni bunkové membrány pred poškodením voľnými radikálmi. Vysoko aktívne zlúčeniny s voľnými radikálmi môžu vznikať v mnohých dôležitých procesoch, napríklad pri aktivácii fagocytov alebo pri vystavení ionizujúcemu žiareniu.

Selepoproteíny sú také dôležité enzýmy ako napr deiodiasis, zabezpečujúce homeostázu tyroxínu a prostredníctvom kalcitonínu - homeostázu So, selenoproteín N reguluje regeneráciu myocytov. Zdá sa, že selenoproteíny zohrávajú významnú úlohu v antivírusovej obrane tela. Nedostatok selénu bol identifikovaný v niektorých častiach Číny a prejavuje sa endemickou kardiomyopatiou („Keshanova choroba“). Antioxidačné vlastnosti Se používa sa na prevenciu rakoviny.

telúr (Te) - sprevádza iné kovy (napríklad zlato v minerále calaverit); získava sa z anódového kalu pri čistení medi. Vyskytuje sa ako vzácny minerál telurit. čistý kov Tie vyzerá strieborno-biele, horí na vzduchu, je toxický v akejkoľvek forme. Výpary majú cesnakový zápach. V priemysle sa používa v zliatinách na zlepšenie ich mechanických vlastností, na získanie chemických činidiel, katalyzátorov, v elektronike - ako polovodič.

polónium (Rho) - veľmi vzácny a prchavý rádioaktívny striebornosivý kov. Vzniká, keď sú atómy bizmutu bombardované neutrónmi. Používa sa ako zdroj tepla vo vesmírnych zariadeniach a ako zdroj a-častíc pre vedecký výskum. Extrémne toxický kvôli vysokej energii rozpadu.

Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov

Odoslanie dobrej práce do databázy znalostí je jednoduché. Použite nižšie uvedený formulár

Študenti, postgraduálni študenti, mladí vedci, ktorí pri štúdiu a práci využívajú vedomostnú základňu, vám budú veľmi vďační.

Uverejnené dňa http://www.allbest.ru

CHÉMIA PRVKOVVISKUPINY

16. skupina periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejeva tvoria Chalcogemny (z gréckeho chblkpt – meď (v širšom zmysle), ruda (v užšom zmysle) a genpt – rodiť). Ide o chemické prvky ako kyslík (O), síra (S), selén (Se), telúr (Te), rádioaktívne polónium (Po) a umelo získané pečeňové morium (Lv). Všetky tieto prvky sa vyskytujú prirodzene (s výnimkou Lv) a každý z nich má niekoľko prirodzene sa vyskytujúcich izotopov (s výnimkou Po). Všetky z nich sú p-elementy. Štruktúra valenčnej hladiny ich elektrónových obalov zodpovedá vzorcu ns 2 np 4 .

kyslík síra selén telúr polónium

1. Kyslík

Najbežnejší prvok na Zemi: vo vzduchu - 21% objemu (je vo forme O 2 a O 3), v zemskej kôre - 49% hmotnosti, v hydrosfére - 89% hmotnosti, v zloženie živých organizmov - až 65% hmotnosti. V zemskej kôre je obsiahnutý vo forme rôznych minerálov, ktorými sú oxidy (napríklad Al 2 O 3, SiO 2, Cu 2 O, SnO 2) a soli (napríklad FeCO 3, CaSO 4, Ca 3 (P04)2).

Atóm

poradové číslo 8, elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 4

Valence

II, v CO - valencii III v dôsledku DAS.

Oxidačné stavy

1) -2 - oxidy, hydroxidy, soli;

2) -1 - peroxidy;

3) -1/2, -1/3 - superoxidy, ozonidy;

4) +2 - OF2, +1 - 02F2.

Elektronegativita

Izotopy prírodného kyslíka

O (99,76 %), O (0,04 %), O (0,20 %).

Fyzikálne vlastnosti

Kyslík je bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, o niečo ťažší ako vzduch. Zle rozpustný vo vode. Kvapalný kyslík je modrastá kvapalina vriaca pri -183 0 C. Priťahuje ho magnet. Pevný kyslík - modré kryštály, topenie pri -218,7 0 C.

Štruktúra molekuly

Molekula sa skladá z dvoch atómov spojených dvojitou väzbou. Väzba je kovalentná nepolárna.

Alotropické modifikácie (zmeny)

O 2 a O 3 (ozón).

Ako získať

1) Priemyselný spôsob: destilácia kvapalným vzduchom;

2) Laboratórna metóda: rozklad (vystavenie t 0 C) určitých látok s obsahom kyslíka

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 \u003d 2 KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 \u003d 2H2O + O2 (k - MnO2)

2HgO \u003d 2Hg + O2

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Spôsoby zhromažďovania kyslíka

Chemické vlastnosti

1) Interakcia s HeMet (okrem fluóru a vzácnych plynov): Vznikajú OXIDY - binárne zlúčeniny s kyslíkom v oxidačnom stave -2:

Si + O2 \u003d SiO2 (t \u003d 400-500 0 С)

Pri interakcii s uhlíkom, fosforom a arzénom sa v závislosti od množstva kyslíka vytvárajú rôzne oxidy:

C + O2 (ex) \u003d CO2; C + O 2 (týždeň) \u003d CO

Pri interakcii so sírou sa táto oxiduje na oxid siričitý (ďalšie vystavenie kyslíku vedie k tvorbe vyššieho oxidu - SO 3):

Pri interakcii s fluórom vzniká fluorid kyslíka:

2F2 + O2 = 2OF2

2) Interakcia s Met: vznikajú zásadité a amfotérne oxidy:

4Al + 3O 2 \u003d 2 AL 2 O 3

Pri interakcii s peroxidom sodným vzniká:

Na + O2 \u003d Na202

Pri interakcii s draslíkom, rubídiom a céziom sa tvoria superoxidy:

Pri interakcii so železom sa vytvára zmes oxidov:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 * FeO)

Pri interakcii s mangánom vzniká oxid manganičitý:

3) Interakcia s komplexnými látkami:

Spaľovanie a praženie sulfidov, zlúčenín vodíka:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2

2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20

CH4 + 202 \u003d CO2 + 2H20

Oxidácia nižších oxidov na vyššie:

FeO + O2 \u003d Fe203

Oxidácia hydroxidov a solí vo vodných roztokoch: ak je látka nestabilná na vzduchu:

2HN02 + 02 = 2HN03

4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3

Oxidácia v prítomnosti katalyzátorov:

amoniak: NH3 + 02 = NO + H20

organické látky: C2H5OH + O2 \u003d CH3-COH atď. (k - Cu; t 0 C)

Aplikácia kyslíka

Kyslík sa používa v medicíne, pri trhacích prácach, na zváranie kovov, na rezanie kovov, v letectve na dýchanie, v letectve na motory a v metalurgii.

CH4 + 202 \u003d CO2 + 2H20

C6H1005 + 6O2 \u003d 5CO2 + 6H20

Vo všetkých týchto procesoch vzniká oxid uhoľnatý (IV). Jediným prirodzeným procesom viazania oxidu uhoľnatého (IV) je proces fotosyntézy, ktorý prebieha v zelených rastlinách pôsobením slnečného žiarenia:

6CO2 + 6H20 \u003d C5H1206 + O2 (k - hv)

V tomto prípade sa tvorí glukóza - základ pre stavbu rastlinných tkanív.

Ak látka pomaly reaguje s kyslíkom, potom sa takáto oxidácia nazýva pomalá. Sú to napríklad procesy rozkladu potravinárskych výrobkov, hnitie.

Ozón

Ozón je alotropická modifikácia kyslíka.

Fyzikálne vlastnosti

Plyn s vôňou čerstvého ihličia je bezfarebný.

Potvrdenie

1) Ozonizácia vzduchu: 3O 2 2O 3

2) Počas búrky (v prírode);

3) V laboratóriu - v ozonizéri.

Chemické vlastnosti

1) Nestabilný, ľahko sa rozkladá: O 3 O 2 + O. . V tomto prípade vzniká atómový kyslík, veľmi silné oxidačné činidlo. Bieli farbivá, odráža UV žiarenie, ničí mikroorganizmy;

2) Silné oxidačné činidlo, silnejšie ako kyslík:

6NO2 + O3 \u003d 3N205

3PbS + 403 = 3PbS04

3) Kvalitatívna reakcia na ozón: reakcia s jodidom draselným, objaví sa žltohnedá farba jódu:

2KI + O3 \u003d 2KOH + I2 + O2

Peroxid vodíka

Tejto látke stojí za to venovať osobitnú pozornosť, pretože zo všetkých zlúčenín kyslíka sa ako sterilizačné a antiseptické činidlo najčastejšie používa peroxid vodíka.

Štruktúra molekuly

H202 alebo H-O-O-N

Fyzikálne vlastnosti

Je to bezfarebná nestabilná kvapalina. Hustota je 1,45 g/cm3. Jeho koncentrovaný roztok (30 %) je výbušný a nazýva sa perhydrol.

Potvrdenie

Hydrolýza peroxidov kovov vodou alebo kyselinami:

BaO2 + H2SO4 \u003d H202 + BaS04

Chemické vlastnosti

1) Rozklad:

2H202 \u003d 2H20 + O2 (to C, k - Mn02)

2) Peroxid vodíka môže byť oxidačným činidlom aj redukčným činidlom:

Charakteristické sú oxidačné vlastnosti - mení sa na H 2 O alebo OH -:

Na2S +403 + H202 \u003d Na2S +604 + H20

(nekovy v strednom oxidačnom stupni oxidujú do vyššieho oxidačného stupňa)

2Fe(OH)2 + H202 = 2Fe(OH)3

2KI + H202 + H2S04 \u003d I2 + K2S04 + 2H20

PbS + 4H202 \u003d PbSO4 + 4H20

(sulfidy sa premieňajú na sírany)

2Cr +3 Cl3 + 3H202 + 10KOH = 2K2Cr +604 + 6KCl + 8H20

(akékoľvek zlúčeniny chrómu +3 oxidujú na +6)

· Obnovujúce vlastnosti- ide do O 2:

CaOCl2 + H202 \u003d CaCl2 + O2 + H20

2KMnO4 + 5H202 + 3H2S04 = 2MnS04 + K2S04 + 502 + 8H20

K2Cr207 + 3H202 + 4H2S04 = Cr2(SO4)3 + K2S04 + 302 + 7H20

Peroxidy a superoxidy kovov

Chemické vlastnosti týchto zlúčenín majú svoju zvláštnosť: v OVR, ako aj pri reakciách rozkladu s vodou, sa tvorí kyslík:

Chemické vlastnosti

1) Rozklad vodou:

Na202 + H20 \u003d H202 + NaOH

K202 + H20 \u003d H202 + O2 + KOH (pri t 0 C)

2) Sú to silné oxidačné činidlá:

KO2 + Al = KAl02

3) V niektorých reakciách vykazujú redukčné vlastnosti:

2KMnO4 + 5Na202 + 8H2S04 = 2MnS04 + K2S04 + 5Na2S04 + 502 + 8H20

4) Interakcia s oxidom uhličitým:

Na202 + C02 \u003d Na2C03 + O2

Potvrdenie

1) Me (alkalický a Ba) + kyslík:

Na + O2 \u003d Na202

2) Oxidy kovov + kyslík:

2K20 + 302 = 4K02

2. Síra

Síra je prvkom 16. skupiny, tretieho obdobia periodického systému chemických prvkov D.I. Mendelejev, s atómovým číslom 16. Vykazuje nekovové vlastnosti. Označuje sa symbolom S (latinská síra).

Atóm

Sériové číslo 16, elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Valence

Oxidačné stavy

1) -2 - sulfidy;

2) 0 - atóm;

3) +4 - soli, kyseliny;

4) +6 - soli, kyseliny.

Elektronegativita

Fyzikálne vlastnosti

Žltá kryštalická tuhá látka, nerozpustná vo vode, vodou nezmáčaná (pláva na povrchu), t bp = 445 0 С.

Alotropické modifikácie

1) Kryštalické:

· kosoštvorcová síra - S 8 - najstabilnejšia modifikácia;

· Monoklinická síra – tmavožlté ihličie. Stabilný pri teplotách nad 960C, za normálnych podmienok - prechádza do kosoštvorcového tvaru;

2) Plastová síra - hnedá gumová (amorfná) hmota.

Byť v prírode

1) Natívna síra;

2) Sulfidy: zinok ZnS, ortuť PbS (cinnabar), železo FeS 2 (pyrit);

3) Sírany: sadra CaSO 4 * 2H 2 O, Glauberova soľ Na 2 SO 4 * 10H 2 O.

Obnova síry

1) Metóda tepelného rozkladu sulfidov:

2) Získavanie oxidu siričitého (IV) uhlíkom: SO 2 - vedľajší produkt pri tavení kovov zo sírnych rúd

SO2 + C \u003d S + CO2

3) Oxidácia sírovodíka nedostatkom kyslíka alebo oxidu siričitého (IV) v zmesi SO 2 a H 2 O (odpadové páry hutníckych a koksárenských batérií):

2H2S + 02 \u003d 2S + 2H20

2H2S + S02 \u003d 3S + 2H20

(posledná reakcia prebieha aj v prírode pri sopečných erupciách)

4) Oddelenie od zemného plynu, ropy a súvisiacich ropných produktov.

Chemické vlastnosti

Za normálnych podmienok je chemická aktivita síry nízka, ale pri zahrievaní je síra veľmi aktívna a môže byť oxidačným aj redukčným činidlom.

1) Interakcia so mnou:

S alkalickým Me bez ohrevu:

2Na + S = Na2S

So zvyškom Me (okrem Au, Pt) - pri zvýšených teplotách:

2Al + 3S = Al2S3

2) Interakcia s NeMe:

· S vodíkom: H2 + S = H2S;

S fosforom: 2P + 3S \u003d P 2 S 3;

S kyslíkom: S + O 2 \u003d SO 4;

S halogénmi: chemická aktivita síry vzhľadom na halogény spadá do série od fluóru po jód: síra interaguje s fluórom pri izbovej teplote, s brómom a chlórom - pri zahrievaní sa nezískali žiadne zlúčeniny s jódom: S + Cl 2 \ u003d SCl 2

S uhlíkom: C + S = CS 2

3) Interakcia s oxidačnými kyselinami (pri zahrievaní):

S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20

4) Interakcia s alkáliami (disproporcionácia):

3S 0 + 6KOH \u003d K2S +403 + 2K2S-2 + 3H20 (vriace)

Aplikácia síry

Síra sa používa na výrobu kyseliny sírovej, na vulkanizáciu kaučuku, pri výrobe zápaliek a čierneho prachu, as liek, ktorý je súčasťou mastí proti kožným ochoreniam.

V poľnohospodárstve sa síra vo forme jemného prášku používa na boj proti chorobám rastlín, včiel a iných domácich zvierat.

V každodennom živote sa síra často používa na viazanie toxickej ortuti na sulfid ortuti a jej následné odstránenie.

sírovodík

Molekula sírovodíka má uhlový tvar, podobne ako molekula vody, s atómom síry v strede. Na rozdiel od vody však molekuly sírovodíka nie sú schopné vytvárať medzi sebou vodíkové väzby.

Sírovodík je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom po skazených vajciach.

t kip \u003d -60 0 C.

Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva kyselina sulfidová - je to veľmi slabá dvojsýtna kyselina (slabšia ako kyselina uhličitá). Sírovodík je veľmi toxický.

Sírovodík je súčasťou sopečných plynov, je obsiahnutý aj vo vode niektorých minerálnych prameňov.

Potvrdenie

1) V prírode vzniká sírovodík pri rozpade bielkovín;

2) V laboratóriu sa získava nasledujúcimi spôsobmi:

Priama syntéza z jednoduchých látok:

Vytesnenie zo sulfidov v sérii napätí naľavo od železa:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

Hydrolýza sulfidu hlinitého za studena:

Chemické vlastnosti

Sírovodík v reakciách vykazuje vlastnosti silného redukčného činidla.

1) Interakcia so vzdušným kyslíkom pri zahriatí na 700 0 C (s výbuchom):

2H2S + 302 (g) \u003d 2S02 + 2H20 + Q

2H2S + 02 (týždeň) = 2H20 + 2S

2) Interakcia s halogénmi:

H2S + I2 \u003d 2HI + S

H2S + 4Cl2 + 4H20 \u003d H2S04 + 8HCl

3) Interakcia s alkáliami: tvorí dve série solí - stredné (sulfidy) a kyslé (hydrosulfidy):

H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H20

H2S + NaOH \u003d NaHS + H20

4) Interakcia s rozpustnými soľami ťažkých kovov: meď, striebro, olovo, ortuť, za vzniku ČIERNYCH veľmi málo rozpustných sulfidov:

5) Interakcia s oxidačnými činidlami strednej aktivity za tvorby síry a so silnými oxidačnými činidlami - oxidované na kyselinu sírovú:

H2S + Br2 \u003d S + 2HBr

H2S + 2FeCl3 \u003d 2FeCl2 + S + 2HCl

H2S + 4Cl2 + H20 \u003d H2S04 + 8HCl

3H2S + HN03 (konc) = 3H2S04 + 8NO + 4H20

H2S + 3H2S04 (konc) = 4S02 + 4H20

H2S + 4PbO2 \u003d H2S04 + 4PbO

6) Pri zahrievaní sa rozkladá na jednoduché látky:

7) Interakcia so striebrom:

2H2S + 4Ag + O2 \u003d 2Ag2S + 2H20

8) Disociácia vo vode: hlavne v prvej fáze:

HS - H++ S 2- (zriedkavé)

9) Kvalitatívna reakcia na sírovodík a rozpustné sulfidy - vznik tmavohnedej (takmer čiernej) zrazeniny PbS:

H2S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

Na2S + Pb(NO 3) 2 \u003d PbS + 2NaN03

Sulfidy

Klasifikácia sulfidov

Rozpustný vo vode.	Nerozpustný vo vode, ale rozpustný v minerálnych kyselinách (chlorovodíková, fosforečná, zriedená sírová).	Nerozpustný vo vode ani v minerálnych kyselinách - iba v oxidačných kyselinách.	Hydrolyzovateľný vodou, neexistujúci vo vodných roztokoch.
Sulfidy alkalického Me a amónia.	Biele a neželezné sulfidy: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Čierne sulfidy: CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS.	Sulfidy hliníka, chrómu (III), železa (III)
Sírovodík môže byť vytesnený kyselinou chlorovodíkovou: FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S	NEZÍSKAJTE sírovodík z týchto sulfidov!	Voda sa úplne rozloží: Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + H2S

Potvrdenie

1) Zahrievanie ma sírou:

2Cr + 3S = Cr2S3

2) Rozpustné sulfidy sa získavajú pôsobením sírovodíka na zásadu:

H2S + 2KOH \u003d K2S + 2H20

3) Nerozpustné sulfidy sa získavajú výmennými reakciami:

H2S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

(iba sulfidy nerozpustné v kyseline)

ZnSO4 + Na2S \u003d Na2S04 + ZnS

(akékoľvek vo vode nerozpustné sulfidy)

Chemické vlastnosti

1) Rozpustné sulfidy sú hydrolyzované aniónovým, alkalickým prostredím:

K2S + H2OKHS + KOH

S2- + H2OHS - + OH -

2) Sulfidy Me, stojace v sérii napätí naľavo od železa (vrátane), sú rozpustné v silných minerálnych kyselinách:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

3) Nerozpustné sulfidy môžu byť premenené na rozpustný stav (oxidované) pôsobením koncentrovanej kyseliny dusičnej:

3CuS + 14HNO3 \u003d 3Cu (N03)2 + 3H2S04 + 8NO + 4H20

4) Sulfidy možno premeniť na sírany peroxidom vodíka:

CuS + H202 \u003d CuS04 + 4H20

5) Keď sa sulfidy pražia s kyslíkom, tvoria sa oxidy:

2ZnS + 302 = 2ZnO + 2SO2

oxidy síra

oxid sírový (IV)

SO 2 - oxid siričitý, oxid siričitý (bezfarebný s prenikavým zápachom, rozpustný vo vode).

Oxidačný stav síry v tejto zlúčenine: +4

Keďže atóm síry v zlúčenine má stredný oxidačný stav, v reakciách (v závislosti od redoxných vlastností iných činidiel) zohráva úlohu redukčného činidla aj oxidačného činidla. Okrem toho môže reagovať bez zmeny oxidačného stavu.

Potvrdenie

1) Pri spaľovaní síry v kyslíku:

2) Oxidácia sulfidov:

2ZnS + 302 = 2ZnO + 2SO2

3) Úprava solí kyseliny sírovej minerálnymi kyselinami:

Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO2 + H20

4) Pri spracovaní kyselinou sírovou (konc) niektorých kovov:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Chemické vlastnosti

1) Oxid siričitý je kyslý oxid. Reaguje s vodou, zásaditými oxidmi a zásadami:

S02 + H20 \u003d H2S03

BaO + SO2 = BaSO3

Ba(OH)2 + S02 = BaS03 + H20

Ba (OH)2 + 2S02 \u003d Ba (HS03) 2

2) Oxidačné reakcie (S +4 -23S +6):

S02 + Br2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H20 \u003d K2S04 \u003d 2MnS04 + 2H2S04

3) Reakcie regenerácie (S +4 +43S 0):

SO2 + C \u003d S + CO2

S02 + 2H2S \u003d 3S + 2H20

oxid sírový (VI)

SO 3 - anhydrid kyseliny sírovej. Bezfarebná prchavá kvapalina s dusivým zápachom (tbp = 43 0 C); „dymí“ vo vzduchu, hygroskopický: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + Q.

V tejto zlúčenine má síra najvyšší oxidačný stav +6. Preto je anhydrid kyseliny sírovej aktívnym oxidačným činidlom.

Chemická aktivita oxidu sírového (VI) je veľmi vysoká. Interaguje s vodou, zásaditými a amfotérnymi oxidmi, zásadami.

Potvrdenie:

1) Katalytická oxidácia SO 2 vzdušným kyslíkom:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Tepelný rozklad síranov:

Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) Interakcia SO 2 s ozónom:

SO2 + O3 \u003d SO3 + O2

4) Interakcia SO 2 a NO 2:

SO 2 + NO 2 \u003d SO 3 + NO

Chemické vlastnosti:

1) Interakcia s vodou - tvorba silnej dvojsýtnej kyseliny sírovej:

S03 + H20 \u003d H2S04 + Q.

2) Interakcia so základňami:

2NaOH (ex) + SO3 \u003d Na2S04 + H20

NaOH + S03 (ex) \u003d NaHS04

3) Interakcia so zásaditými oxidmi:

CaO + SO3 \u003d CaS04

4) Rozpustenie v koncentrovanej kyseline sírovej - vznik OLEUMA:

H2SO4 (konc) + SO3 \u003d H2S207

H2SO4 (konc) + 2SO3 \u003d H2S30 10

Aplikácia:

Anhydrid kyseliny sírovej sa používa hlavne na výrobu kyseliny sírovej.

Kyseliny sírové a ich soli

Kyselina sírová a jej soli

H 2 SO 3 - vzniká reakciou oxidu sírového (IV) s vodou a existuje len vo forme roztoku. Je to slabá, prchavá, nestabilná dvojsýtna kyselina. H 2 SO 3 tvorí stredné (sulfity) a kyslé (hydrosulfity) soli. Rovnako ako oxid siričitý, kyselina siričitá a jej soli sú silné redukčné činidlá, hoci môžu vykazovať oxidačné vlastnosti v prítomnosti silnejších redukčných činidiel.

Chemické vlastnosti:

1) Účasť na reakcii OVR:

Prejav vlastností redukčného činidla:

2Na2S +403 + O20 \u003d 2Na2S +604-2

Prejav vlastností oxidačného činidla:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - hyposiričitan sodný (t 0 C)

2) Tepelný rozklad siričitanov:

4Na2S03 - Na2S + 3Na2S04 (t 0 C)

3) Hydrolýza vo vode rozpustných siričitanov - aniónová hydrolýza - alkalické prostredie:

K2S03 + HOH \u003d KHS03 + KOH

Kyselina sírová a jej soli

Fyzikálne vlastnosti:

Kyselina sírová (100%) - bezfarebná ťažká olejovitá kvapalina ("vitriol"); hustota \u003d 1,84 g / cm3, t pl \u003d 10,3 0 C, t bp \u003d 296 0 C; bez zápachu, neprchavý, vysoko rozpustný vo vode. Kyselina sírová je miešateľná s vodou v akomkoľvek pomere. Je veľmi hygroskopický – aktívne pohlcuje vodnú paru, preto sa používa ako odvlhčovač v laboratóriu aj v bežnom živote.

Potvrdenie:

V súčasnosti sa na získanie kyseliny sírovej používa kontaktná metóda. Táto metóda umožňuje získať veľmi čistú kyselinu sírovú akejkoľvek koncentrácie, ako aj oleum.

Východiskovou surovinou na výrobu kyseliny sírovej môže byť síra, sírovodík, sulfidy kovov. Budem uvažovať o výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou, pri ktorej je surovinou pyrit železitý FeS 2

Schematický diagram výroby kyseliny sírovej.

Proces pozostáva z troch fáz:

	Procesy
1. Praženie pyritov železa, získavanie oxidu sírového (IV). Čistenie pecného plynu.	Reakčná rovnica prvého stupňa: 4FeS 2 + 110 2 = Fe 2 O 3 + 8 SO 2 +Q Rozdrvený čistený pyrit sa nasype zhora do pece na vypálenie vo „fluidnom lôžku“. Zospodu (princíp protiprúdu) prechádza vzduch obohatený kyslíkom pre dokonalejšie vypálenie pyritu. Teplota vypaľovania dosahuje 800 0 C. Čistenie pecného plynu Z pece vychádza pecný plyn, ktorého zloženie je: SO 2, O 2, vodná para a najmenšie častice oxidu železa. Takýto pecný plyn sa musí vyčistiť od nečistôt. Čistenie plynu v peci sa vykonáva v dvoch etapách - v cyklóne(využíva sa odstredivá sila, pevné častice padajú dole) a na emailektrofiltre(využíva sa elektrostatická príťažlivosť, častice škváry sa prilepia na zelektrizované platne elektrostatického odlučovača). Vykonáva sa sušenie pecného plynu v sušiacej veži- Plyn z pece stúpa zdola nahor a koncentrovaná kyselina sírová prúdi zhora nadol.
2. OxidáciaSO 2 vSO 3 kyslík. Preteká v kontaktnom zariadení.	Reakčná rovnica pre túto fázu je: 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q Zložitosť druhého stupňa spočíva v tom, že proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilné. Preto je potrebné vyberať optimálne podmienky pre priamu reakciu(prijímanie SO 3): a)teplota: optimálna teplota na to, aby dopredná reakcia prebiehala s maximálnou tvorbou S03 je teplota 400-500 0 OD. Aby sa zvýšila rýchlosť reakcie pri tak nízkej teplote, do reakcie sa zavádza katalyzátor - oxid vanádu -V 2 O 5 ; b)tlak: prebieha priama reakcia s poklesom objemu plynov. Proces sa uskutočňuje pri zvýšenom tlaku. Ohrievanie zmesi SO 2 a O 2 na teplotu 400-500 0 С začína vo výmenníku tepla. Zmes prechádza medzi rúrkami výmenníka tepla a z týchto rúrok sa ohrieva. Len čo zmes oxidu síry a kyslíka dosiahne lôžka katalyzátora, začne proces oxidácie SO 2 na SO 3 . Vzniknutý oxid síry SO3 opúšťa kontaktné zariadenie a cez výmenník tepla vstupuje do absorpčnej veže.
3. PotvrdenieH 2 SO 4 . Preteká v absorpčnej veži.	Ak sa na absorpciu oxidu sírového použije voda, vytvorí sa kyselina sírová vo forme hmly pozostávajúcej z drobných kvapôčok kyseliny sírovej. Aby ste predišli tvorbe hmly kyseliny sírovej, použite 98% koncentrovanú kyselinu sírovú. Oxid sírový sa v takejto kyseline veľmi dobre rozpúšťa, tvorí oleum: H 2 SO 4 * nSO 3 . Reakčná rovnica pre tento proces je: nSO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 * nSO 3 Výsledné oleum sa naleje do kovových nádrží a odošle sa do skladu. Potom sa nádrže naplnia oleom, vytvorí sa vlak a odošle sa k spotrebiteľovi.

Chemické vlastnosti:

H2S04 je silná dvojsýtna kyselina.

1) Disociácia: v prvom štádiu úplná disociácia, v druhom - kyselina sírová sa správa ako kyselina strednej sily:

H2SO4H+ + HSO4- (a \u003d 1)

HS04 - H++ SO4 - (a 1)

2) Interakcia so mnou:

a) Zriedená kyselina sírová:

Vytvára zodpovedajúce soli s Me, stojacimi v sérii napätí naľavo od vodíka (okrem Pb):

H2SO4 + Fe \u003d FeSO4 + H2

Vytláča prchavé kyseliny z ich solí:

H2S04 + 2NaCl \u003d Na2S04 + 2HCl

Vytláča slabšie kyseliny z ich solí:

H2SO4 + Na2CO3 \u003d Na2S04 + CO2 + H20

Interaguje so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

H2S04 + CaO \u003d CaS04 + H20

Interaguje so základňami:

Keď sa hydroxid sodný neutralizuje kyselinou sírovou, je možná tvorba priemernej a kyslej soli, v závislosti od pomeru činidiel.

Pri prebytku alkálií sa tvorí priemerná soľ:

2NaOH (ex) + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20

Úplná iónová rovnica:

2Na + + 2OH - + 2H + + S04 2- = 2Na + + S04 2- + 2H20

S nadbytkom kyseliny sa vytvorí kyslá soľ:

NaOH + H2S04 (ex) \u003d NaHS04 + 2H20

Úplná iónová rovnica:

Na + + OH - + H + + HSO4 - = Na + + HSO4 - + 2H20

Keď hydroxid hlinitý reaguje s kyselinou sírovou, je možná tvorba medziproduktov a zásaditých solí, pretože Al(OH)3 je slabá zásada a H2S04 je silná kyselina. Závisí to od pomeru komponentov.

S nadbytkom kyseliny sírovej sa tvorí priemerná soľ:

2Al (OH)3 + 3H2S04 (ex) \u003d Al2(S04)3 + 6H20

Úplná iónová rovnica:

2Al(OH)3 + 6H+ + 3SO42- = 2Al +3 + 3SO42- + 6H20

Pri pomere 1 mol Al (OH) 3 na 1 mol H 2 SO 4 sa získa jednosýtna soľ:

Al (OH) 3 + H2S04 \u003d Al (OH) S04 + 2H20

Úplná iónová rovnica:

Al(OH)3 + 2H+ + SO42- = Al(OH)2+ + SO42- + 2H20

Pri pomere 2 mol Al (OH) 3 na 1 mol H 2 SO 4 sa získa dvojsýtna soľ:

2Al(OH)3 + H2S04 = 2S04 + 2H20

Úplná iónová rovnica:

2Al(OH)3 + 2H+ + SO42- = 2 + + SO42- + 2H20

b) Koncentrovaná kyselina sírová - silné oxidačné činidlo: pri interakcii s:

Neaktívne Me - je znížené na SO 2:

2Ag + 2H2SO4 \u003d Ag2S04 + SO2 + H2O

Alkalické zeminy Me a horčík - do S:

3Mg + 4H2S04 \u003d 3MgS04 + S + 4H20

Alkalický Me a zinok - do H 2 S:

8Na + 5H2S04 = 4Na2S04 + H2S + 4H20

Al, Fe a Cr sú pasivované (stávajú sa neaktívne v dôsledku tvorby ochranný film) koncentrovaná kyselina sírová za studena (preto sa H 2 SO 4 s koncentráciou nad 75 % prepravuje v železných nádobách), pri zahriatí sa ňou však oxidujú za vzniku síranov týchto kovov.

Oxidačná sila zriedených a koncentrovaných kyselín je odlišná:

a) Pri reakciách so zriedenou kyselinou sírovou s kovmi je Me redukčným činidlom a kyselina (presnejšie vodík) je oxidačným činidlom:

Mg + H2S04 (razb) \u003d MgS04 + H2

b) Pri reakciách s koncentrovanou kyselinou sírovou s kovmi je Me redukčným činidlom a kyselina (presnejšie síra) je oxidačným činidlom:

Mg + 2H2S04 (konc) = MgS04 + S02 + 2H20

3) Interakcia s NeMe: oxiduje nekov na kyselinu v najvyššom oxidačnom stave alebo na oxid (ak je kyselina nestabilná), sám sa redukuje na SO 2:

C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20

S + 2H2S04 (konc) = 3S02 + 2H20

2P + 5H2S04 (konc) = 5S02 + 2H3P04 + 2H20

4) Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje mnohé zložité látky:

2KBr + 2H2S04 (konc) \u003d S02 + Br2 + K2S04 + 2H20

8KI + 5H2S04 (konc) = H2S + 4I2 + 4K2S04 + 4H20

H2S + H2S04 (konc) = S02 + S + H20

5) Interakcia so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:

H2S04 + 2NaOH (ex) \u003d Na2S04 + 2H20

H2S04 (konc) + NaOH = NaHS04 + 2H20

H2S04 + Zn(OH)2 = ZnS04 + 2H20

6) Interakcia so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

CuO + H2S04 \u003d CuS04 + H20

Al203 + 3H2S04 \u003d Al2(SO4)3 + 3H20

7) Vstupuje do výmenných reakcií so strednými, kyslými a zásaditými soľami, ak sa tvorí plyn, zrazenina alebo nízkodisociačná látka:

CaCO 3 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHC03 + H2S04 = Na2S04 + CO2 + H20

(CuOH) 2 CO3 + 2H2S04 \u003d 2CuS04 + CO2 + 3H20

8) Dokáže premeniť stredné soli na kyslé (alebo kyslé na kyslejšie):

CaS04 + H2S04 \u003d Ca (HS04) 2

CaHPO4 + H2SO4 \u003d Ca (H2PO4)2 + CaS04

9) 100% organická hmota zuhoľnatená kyselina sírová:

C12H22O11 (tv) + H2S04 \u003d 12C (tv) + H2S04 * 11H20

10) Kvalitatívna reakcia na sírany a kyselinu sírovú:

BaCl2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2 HCL

(tvorba bielej zrazeniny síranu bárnatého, nerozpustného v kyselinách)

3. Selén

Selén je chemický prvok 16. skupiny, 4. perióda v periodickej sústave, má atómové číslo 34, označuje sa symbolom Se (lat. Selén).

Atóm

Sériové číslo 34, elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .

Valence

Oxidačné stavy

Elektronegativita

Fyzikálne vlastnosti

Krehká čierna nekovová lesklá na prestávke

Alotropické modifikácie

Pevný selén má niekoľko alotropných modifikácií:

1) Šedý selén (g-Se, "kovový selén") - najstabilnejšia modifikácia s hexagonálnou kryštálovou mriežkou

2) Červený kryštalický selén - tri monoklinické modifikácie: oranžovo-červený b-Se, tmavočervený b-Se, červený g-Se

3) Červený amorfný selén

4) Čierny sklovitý selén

Keď sa šedý selén zahreje, získa sivú taveninu a pri ďalšom zahrievaní sa odparí za vzniku hnedých pár. Pri prudkom ochladení pár selén kondenzuje vo forme červenej alotropnej modifikácie.

Byť v prírode

Obsah selénu v zemskej kôre je asi 500 mg/t. Hlavné znaky geochémie selénu v zemskej kôre sú určené blízkosťou jeho iónového polomeru k iónovému polomeru síry. Selén tvorí 37 minerálov, z ktorých predovšetkým treba spomenúť ashavalit FeSe, klausthalit PbSe, timanit HgSe, guanahuatit Bi 2 (Se, S) 3, hastit CoSe 2, platinu PbBi 2 (S, Se) 3 spojený s rôznymi sulfidmi. . Zriedkavo nájdený prírodný selén

Získanie selénu

Významné množstvo selénu sa získava z kalov z výroby elektrolytov medi, v ktorých je selén prítomný vo forme selenidu strieborného. Existuje niekoľko spôsobov, ako získať:

1) oxidačné praženie so sublimáciou Se02;

2) ohrev kalu s koncentrovanou kyselinou sírovou, oxidácia zlúčenín selénu na SeO 2 s jeho následnou sublimáciou;

3) oxidačné spekanie so sódou, premena výslednej zmesi zlúčenín selénu na zlúčeniny Se(IV) a ich redukcia na elementárny selén pôsobením SO 2 .

Chemické vlastnosti

Selén je analógom síry a vykazuje oxidačné stavy a 2 (H2Se), +4 (Se02) a +6 (H2Se04). Na rozdiel od síry sú však zlúčeniny selénu v oxidačnom stave +6 najsilnejšími oxidačnými činidlami a zlúčeniny selénu (-2) sú oveľa silnejšími redukčnými činidlami ako zodpovedajúce zlúčeniny síry.

Jednoduchá látka selén je chemicky oveľa menej aktívna ako síra. Takže, na rozdiel od síry, selén nie je schopný samostatne horieť na vzduchu. Selén je možné oxidovať iba dodatočným ohrevom, počas ktorého pomaly horí modrým plameňom a mení sa na oxid SeO 2 . S alkalickými kovmi reaguje selén (veľmi prudko) iba v roztavenom stave.

Na rozdiel od SO 2, SeO 2 nie je plyn, ale kryštalická látka, ktorá je vysoko rozpustná vo vode. Získanie kyseliny selenitej (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) nie je o nič ťažšie ako kyselina sírová. A pôsobením silného oxidačného činidla (napríklad HClO 3) získajú kyselinu selénovú H 2 SeO 4, takmer rovnako silnú ako kyselina sírová.

Aplikácia

Jednou z najdôležitejších oblastí jeho technológie, výroby a spotreby sú polovodičové vlastnosti ako samotného selénu, tak jeho početných zlúčenín (selenidov), ich zliatin s inými prvkami, v ktorých selén začal hrať kľúčovú úlohu.

Stabilný izotop selénu-74 umožnil na jeho základe vytvoriť plazmový laser s kolosálnym zosilnením v ultrafialovej oblasti (asi miliardkrát).

Rádioaktívny izotop selén-75 sa používa ako silný zdroj gama žiarenia na detekciu chýb.

Selenid draselný spolu s V 2 O 5 sa využíva pri termochemickej výrobe vodíka a kyslíka z vody (selénový cyklus)

4. Telúr

Telúr je chemický prvok 16. skupiny, 5. perióda v periodickej sústave, má atómové číslo 52; označené symbolom Te (lat. telúr) .

Atóm

Sériové číslo 52, elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4 .

Valence

Oxidačné stavy

Elektronegativita

Byť v prírode

Fyzikálne vlastnosti

Telúr je krehká, striebristo biela látka s kovovým leskom. V tenkých vrstvách červeno-hnedé na svetle, v pároch - zlatožlté. Po zahriatí sa stáva plastickým. Kryštálová mriežka je šesťuholníková.

Získanie telúru

Hlavným zdrojom sú kaly z elektrolytickej rafinácie medi a olova. Kal sa praží, telúr zostane v škvare, ktorá sa premyje kyselinou chlorovodíkovou. Z výsledného roztoku kyseliny chlorovodíkovej sa telúr izoluje prechodom plynného oxidu siričitého SO2.

Na oddelenie selénu a telúru sa pridáva kyselina sírová. V tomto prípade sa vyzráža oxid teluričitý TeO 2 a H 2 SeO 3 zostáva v roztoku.

Telúr sa redukuje z oxidu TeO 2 uhlím.

Na čistenie telúru od síry a selénu sa využíva jeho schopnosť pôsobením redukčného činidla (Al, Zn) v alkalickom prostredí prechádzať do rozpustného ditelluridu disodného Na 2 Te 2:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na2Te2 + 2Na

Na vyzrážanie telúru prechádza cez roztok vzduch alebo kyslík:

3Na2Te2 + 2H20 + O2 \u003d 4Te + 4NaOH

Na získanie telúru vysokej čistoty sa chlóruje:

Te + 2Cl2 = TeCl4

Výsledný tetrachlorid sa čistí destiláciou alebo rektifikáciou. Tetrachlorid sa potom hydrolyzuje vodou:

TeCl4 + 2H20 \u003d Te02 + 4HCl

a výsledný Te02 sa redukuje vodíkom:

Te02 + H2 \u003d Te + 2H20

Chemické vlastnosti

V chemických zlúčeninách telúr vykazuje oxidačné stavy -2; +2; +4; +6. Je to analóg síry a selénu, ale chemicky menej aktívny ako síra. Rozpúšťa sa v zásadách, je vhodný na pôsobenie kyseliny dusičnej a sírovej, ale v zriedenom kyselina chlorovodíková slabo sa rozpúšťa. Kovový telúr začína reagovať s vodou pri 100 0 C.

S kyslíkom tvorí zlúčeniny TeO, TeO 2, TeO 3. Vo forme prášku oxiduje na vzduchu aj pri izbovej teplote, pričom vzniká oxid TeO 2 . Pri zahrievaní na vzduchu vyhorí a vytvorí TeO 2 - silnú zlúčeninu s menšou prchavosťou ako samotný telúr. Táto vlastnosť sa využíva na čistenie telúru od oxidov, ktoré sa redukujú pôsobením vodíka pri teplote 500--600°C. Oxid teluritý je zle rozpustný vo vode, dobre - v kyslých a alkalických roztokoch.

Telúr je v roztavenom stave skôr inertný, preto sa ako obalové materiály na jeho tavenie používa grafit a kremeň.

Telúr tvorí pri zahrievaní zlúčeninu s vodíkom, ľahko reaguje s halogénmi, interaguje so sírou a fosforom a kovmi. Pri interakcii s koncentrovanou kyselinou sírovou vytvára siričitan. Tvorí slabé kyseliny: telurovú (H 2 Te), telurovú (H 2 TeO 3) a telurovú (H 6 TeO 6), z ktorých väčšina solí je slabo rozpustná vo vode.

Aplikácia

Telúr sa používa pri výrobe zliatin, termoelektrických materiálov, chalkogenidových skiel a pri výrobe gumy.

5. polónium

Polónium je rádioaktívny chemický prvok 16. skupiny, 6. perióda v periodickom systéme D.I. Mendelejev s atómovým číslom 84 sa označuje symbolom Po (lat. Polónium)

Atóm

Sériové číslo 84, elektronická štruktúra:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 .

Valence

Oxidačné stavy

Elektronegativita

Fyzikálne vlastnosti

Za normálnych podmienok je to mäkký strieborno-biely kov.

izotopy

Je známych 33 izotopov polónia v rozsahu hmotnostných čísel od 188 do 220. Okrem toho je známych 10 metastabilných excitovaných stavov izotopov polónia. Nemá stabilné izotopy. Najdlhšie žijúce izotopy sú 209 Po a 208 Po.

Potvrdenie

V praxi sa nuklid polónia 210 Po umelo syntetizuje v gramových množstvách ožiarením kovového 209 Bi tepelnými neutrónmi v jadrových reaktoroch. Výsledné 210 Bi sa premení na 210 Po β-rozpadom. Keď sa rovnaký izotop bizmutu ožiari protónmi podľa reakcie

209 Bi + p > 209 Po + n

209 Po je izotop polónia s najdlhšou životnosťou.

Chemické vlastnosti

Kovové polónium na vzduchu rýchlo oxiduje. Oxid polóničitý (PoO 2) x a oxid polónický PoO sú známe. Vytvára tetrahalogenidy s halogénmi. Pôsobením kyselín prechádza do roztoku s tvorbou ružových katiónov Po 2+:

Po + 2HCl \u003d PoCl2 + H2

Keď sa polónium rozpustí v kyseline chlorovodíkovej v prítomnosti horčíka, vytvorí sa vodíkové polónium:

Po + Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2Po

ktorý je pri izbovej teplote v kvapalnom stave (od? 36,1 do 35,3 °C)

V indikačných množstvách sa získal kyslý oxid polónny PoO 3 a soli kyseliny polóniovej, ktoré vo voľnom stave neexistujú, polonáty K 2 PoO 4. Tvorí halogenidy zloženia PoX2, PoX4 a PoX6. Rovnako ako telúr, polónium je schopné vytvárať chemické zlúčeniny s množstvom kovov - polonidy.

Polónium je jediný chemický prvok, ktorý pri nízkych teplotách vytvára monatomickú jednoduchú kubickú kryštálovú mriežku.

Aplikácia

Polónium-210 v zliatinách s berýliom a bórom sa používa na výrobu kompaktných a veľmi výkonných neutrónových zdrojov, ktoré prakticky neprodukujú g-žiarenie.

Polónium-210 sa často používa na ionizáciu plynov (najmä vzduchu).

Dôležitou oblasťou použitia polónia-210 je jeho použitie vo forme zliatin s olovom, ytriom alebo samostatne na výrobu výkonných a veľmi kompaktných zdrojov tepla pre autonómne inštalácie, napríklad vesmírne.

Polónium-210 môže slúžiť ako látka v zliatine s ľahkým izotopom lítia (6 Li), čo môže výrazne znížiť kritické množstvo jadrová nálož a slúžia ako druh jadrovej rozbušky

6. Livermorium

Livermomry (lat. Livermorium, Lv), bol predtým známy ako unungemxium (lat. Ununhexium, Uuh) a eka-polonium - 116. chemický prvok, patrí do 16. skupiny a 7. periódy periodickej sústavy, atómové číslo - - 116 , atómová hmotnosť najstabilnejšieho izotopu je 293. Umelo syntetizovaný rádioaktívny prvok, sa v prírode nevyskytuje.

Atóm

Sériové číslo 116, elektronická štruktúra:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 7p 5f 4 14 .

Valence

izotopy

Potvrdenie

Izotopy Livermoria boli produkované jadrovými reakciami:

a tiež v dôsledku b-rozpadu 294 Uuo:

Chemické vlastnosti

Livermorium je členom skupiny chalkogénov, kam patrí po polóniu. Chemické vlastnosti livermoria sa však budú výrazne líšiť od vlastností polónia, takže nebude ťažké tieto prvky oddeliť.

Predpokladá sa, že hlavný a najstabilnejší oxidačný stav pre livermorium bude +2. Livermorium vytvorí oxid pečeňového moru s kyslíkom (LvO), LvHal 2 halogenidy.

S fluórom alebo za drsnejších podmienok bude môcť livermorium tiež vykazovať oxidačný stav +4 (LvF 4). Livermorium môže vykazovať takýto oxidačný stav ako v katiónoch, tak aj vo forme, ako je polónium, kyselina livermorová alebo jej soli - livermority (alebo livermority), napríklad K2LvO3 - napríklad jaterník draselný.

Livermority, ako aj iné zlúčeniny livermoria s oxidačným stavom +4, budú vykazovať silné oxidačné vlastnosti podobné manganistanu. Na rozdiel od ľahších prvkov sa predpokladá, že oxidačný stav +6 pre livermorium by bol pravdepodobne nemožný kvôli extrémne vysokej energii potrebnej na rozpojenie elektrónového obalu 7s2, takže najvyšší oxidačný stav livermoria by bol +4.

So silnými redukčnými činidlami (alkalické kovy alebo kovy alkalických zemín) je možný aj oxidačný stav -2 (napríklad zlúčenina CaLv by sa volala vápenatý livermorid). Avšak pečeňové moridy budú veľmi nestabilné a budú vykazovať silné redukčné vlastnosti, pretože tvorba aniónu Lv 2- a inkorporácia dvoch dodatočných elektrónov je nevýhodná pre hlavný obal 7p elektrónov a predpokladaná chémia livermoria spôsobuje vznik katiónov oveľa výhodnejších ako anióny.

Pri vodíku sa predpokladá vznik H 2 Lv hydridu, ktorý sa bude nazývať pečeňový viacvodík. Veľmi zaujímavé vlastnosti sa očakávajú pre livermorehydrogen, napríklad sa predpokladá možnosť „overhybridizácie“ - nezúčastnené 7s 2 elektrónové oblaky livermoria môžu medzi sebou vytvoriť ďalšiu vzájomnú väzbu a takáto väzba bude trochu pripomínať vodíkovú väzbu, preto vlastnosti pečene a vodíka sa môžu líšiť od vlastností chalkogénových vodíkov ľahších analógov. Livermorehydrogen, napriek skutočnosti, že livermorium bude jedinečným kovom, nebude plne opakovať vlastnosti hydridov kovov a zachová si prevažne kovalentný charakter.

Podobné dokumenty

Všeobecná charakteristika chemických prvkov IV. skupiny periodickej tabuľky, ich prítomnosť v prírode a zlúčeniny s inými nekovmi. Získavanie germánia, cínu a olova. Fyzikálno-chemické vlastnosti kovov podskupiny titánu. Rozsahy zirkónu.

prezentácia, pridané 23.04.2014


Všeobecná charakteristika prvkov I. skupiny, ich chemické a fyzikálne vlastnosti, história objavovania a vlastnosti metód získavania. Lítium a jeho zlúčeniny. Zákonitosti v štruktúre atómov alkalických kovov. Pravidlá ukladania pre niektoré prvky tejto skupiny.

prezentácia, pridaná 30.11.2012


Charakteristika dusíka - prvok 15. skupiny druhého obdobia periodického systému chemických prvkov D. Mendelejeva. Vlastnosti výroby a použitia dusíka. Fyzikálne a chemické vlastnosti prvku. Využitie dusíka, jeho význam v živote človeka.

prezentácia, pridané 26.12.2011


Oboznámenie sa s hlavnými chemickými prvkami prezentovanými v periodickom systéme D. Mendelejeva. Zváženie klasifikácie biogénnych prvkov. Stopové prvky ako biologicky aktívne atómy enzýmových centier. Charakterizácia vlastností s-prvkov.

prezentácia, pridaná 00.00.0000


Objav periodického zákona a vývoj periodického systému chemických prvkov D.I. Mendelejev. Hľadanie funkčných súvislostí medzi jednotlivými vlastnosťami prvkov a ich atómovými hmotnosťami. Obdobia, skupiny, podskupiny periodickej sústavy.

abstrakt, pridaný 21.11.2009


Hlavné triedy anorganických zlúčenín. Prevalencia chemických prvkov. Všeobecné zákony chémie s-prvkov skupín I, II a III periodickej sústavy D.I. Mendelejev: fyzikálne, chemické vlastnosti, výrobné metódy, biologická úloha.

návod, pridané 2.3.2011


História objavu a miesto v periodickom systéme chemických prvkov D.I. Mendelejevove halogény: fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Chemické a fyzikálne vlastnosti prvkov, ich aplikácia. Hojnosť prvkov a výroba jednoduchých látok.

prezentácia, pridané 13.03.2014


Štúdium pojmu a základných vlastností halogénov - chemických prvkov (fluór, chlór, bróm, jód a astatín), ktoré tvoria hlavnú podskupinu skupiny VII periodického systému D.I. Mendelejev. Pozitívne a negatívne účinky halogénov na ľudský organizmus.

prezentácia, pridané 20.10.2011


Fyzikálne a chemické vlastnosti halogénov, ich postavenie v Mendelejevovej periodickej tabuľke prvkov. Hlavné zdroje a biologický význam chlóru, brómu, jódu, fluóru. Hľadanie halogénov v prírode, ich výroba a priemyselné využitie.

prezentácia, pridané 12.01.2014


Kovy. Spôsoby získavania kovov. Chemické vlastnosti kovov. Charakteristika kovov hlavnej podskupiny I. skupiny. Charakteristika prvkov hlavnej podskupiny skupiny II. Charakteristika prvkov hlavnej podskupiny skupiny III. hliník. prechodné kovy

Medzi skupiny V a A periodického systému patria: kyslík 8O, síra 16S, selén 34Se, telúr 52Te a rádioaktívne polónium 84Ro. Všeobecný názov týchto prvkov „chalkogény“ (preložené z gréčtiny - tie, ktoré rodia medené rudy) je spôsobený skutočnosťou, že v prírode sa prvky tejto podskupiny (okrem kyslíka) najčastejšie vyskytujú vo forme zlúčenín medi: sulfidy, selenidy a podobne.
S poklesom ionizačnej energie v rade O - S - Se - Te - Po sa vlastnosti chalkogénov menia z nekovových na kovové: kyslík a síra sú typické nekovy, selén a telúr sú metaloidy, polónium je kov.
V základnom stave majú atómy chalkogénu elektronickú konfiguráciu vonkajšej vrstvy ns2np4 s párnym počtom valenčných elektrónov, z ktorých dva sú nepárové. A to už v jednoduchých zlúčeninách vedie k alternatívnej možnosti vzniku buď násobnej väzby medzi dvoma atómami v molekule E2, alebo jednoduchej väzby v reťazových štruktúrach. V dôsledku vysokej hustoty elektrónov a silného medzielektrónového odpudzovania je elektrónová afinita kyslíka a sila jednoduchej väzby E–E nižšia ako v prípade síry, selénu a telúru. Kyslík je schopný vytvárať silné väzby pπ-pπ s inými atómami, napríklad s kyslíkom (O2, O3), uhlíkom, dusíkom, fosforom. Pre síru a jej analógy sú jednoduché väzby energeticky výhodné. Charakterizuje ich fenomén katenácie (schopnosť atómov prvkov spájať sa do kruhov alebo reťazcov).
Kyslík, podobne ako ostatné prvky druhého obdobia, sa svojimi vlastnosťami líši od prvkov svojej podskupiny. Vlastnosti síry sú viac podobné vlastnostiam selénu a telúru ako kyslíku a polóniu.
Kyslík, ktorý nemá voľný d-orbitál, je vo väčšine zlúčenín dvojmocný, zatiaľ čo iné chalkogény sú schopné tvoriť až šesť valenčných väzieb. Pri prechode z kyslíka na polónium sa veľkosť atómov a ich možné koordinačné čísla zväčšujú, zatiaľ čo hodnota ionizačnej energie a elektronegativity klesá. Elektronegativita kyslíka je na druhom mieste po fluóre. Zlúčeniny, v ktorých kyslík vykazuje oxidačný stav +2, sú silné oxidačné činidlá a sú veľmi nestabilné. Všetky ostatné chalkogény vykazujú vysoký oxidačný stav (6). Stabilita E + 6 klesá zo síry na polónium, pre ktoré sú zlúčeniny s oxidačným stavom +4, +2 stabilné (čo sa vysvetľuje zvýšením sily väzby medzi elektrónmi 6s2 a jadrom).
3.2 Byť v prírode
Kyslík je najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre (jeho obsah tvorí 49 % jej celkovej hmotnosti). Kyslík sa nachádza vo vode, oxide kremičitom, vápenci, mramore, čadiči, bauxite, hematite a mnohých ďalších mineráloch a horninách. Zemská atmosféra obsahuje asi 21 % (objemových) kyslíka vo forme jednoduchej látky – kyslíka O2. Atmosférický kyslík je biologického pôvodu a vzniká v zelených rastlinách pri fotosyntéze.
Ostatné chalkogény sú oveľa menej bežné. Ich obsah (hm. %) S rastúcim poradovým číslom klesá: S - 0,0048; Se—8 10-5; To je 1 10-6; Ro - 2 10-14. Síra, selén a telúr sú sústredené v rudných ložiskách, kde sú prevažne kombinované s kovmi. Významná časť síry je v pôvodnom stave (síra sopečná), prípadne vo forme sulfidov a síranov. Najvýznamnejšie sírne minerály sú: FeS2 (pyrit alebo pyrity železa) ZnS (zinková zmes) HgS (rumelka) PbS (lesk olova); CuFeS2 (chalkopyrit), CaSO4 · 2 H2O (sadra), Na2SO4 · 10H2O (mirabilit) atď. Veľa síry sa nachádza v rope a ropných plynoch a spôsobuje človekom spôsobené (korózia potrubí) a environmentálne problémy. Síra je súčasťou bielkovín. Selén a telúr, vzácne prvky v prírode, sa nachádzajú ako nečistoty v podobných prírodných zlúčeninách síry. Polónium, ako produkt rozpadu uránu, je obsiahnuté v uránovej rude (polčas rozpadu pre 210Ро je 138,4 dňa).
3.3 Fyzikálne vlastnosti a alotropia
Prvok kyslík existuje vo voľnej forme dvoch alotropných modifikácií - kyslík O2 a menej stabilný ozón O3. Kyslík je bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti, o niečo ťažší ako vzduch. Teploty topenia a varu sú -183 ° C a -219 ° C. Rozpustnosť vo vode pri 0 ° C je 4,89 objemov na 100 objemov vody. Ozón sa tvorí vo vyšších vrstvách atmosféry pod vplyvom ultrafialového žiarenia a pri výbojoch bleskov. Ozón je bezfarebný plyn, Tm. = -193 °C, Tb.p. \u003d -112 ° C, rozpustný vo vode (pri 0 ° C - 1,82 objemov na 100 objemov vody. Na rozdiel od kyslíka má ozón charakteristický štipľavý zápach.
Pre síru je známych niekoľko alotropných modifikácií. Najstabilnejšie sú kosoštvorcové (α-síra) a monoklinické (β-síra), ktoré pozostávajú z cyklických molekúl S8 umiestnených v miestach kosoštvorcových a monoklinických kryštálových mriežok. Kosoštvorcová síra je stabilná pri izbovej teplote - pevná, nízkotopiaca sa kryštalická látka, svetložltej farby, prakticky nerozpustná vo vode, rozpustná v organických rozpúšťadlách. Po zahriatí na asi 96 °C sa stáva monoklinickým (dlhé svetložlté kryštály). Ak sa naleje roztavená síra do studená voda, vzniká tmavohnedá plastická síra (molekuly s otvorenými reťazcami, uzavreté molekuly S4, S6).
Polymorfizmus selénu a telúru je spojený so spôsobom, akým sú molekulové reťazce a cykly zabalené do kryštálov. Červené monoklinické modifikácie selénu (α, β, γ) vznikajúce pri kryštalizácii roztokov selénu v sírouhlíku pozostávajú z cyklických molekúl Se8. Z jej vodných roztokov sa pôsobením redukčných činidiel vyzráža amorfný červený selén. Termodynamicky najstabilnejšia sivá hexagonálna modifikácia selénu má kovový lesk (Tm. = 200 °C). Vzniká zahrievaním všetkých ostatných modifikácií a pozostáva z nerozvetvených špirálových polymérnych reťazcov Sen.
Pre telúr je známa iba jedna hexagonálna modifikácia (Tm. = 452 °C), podobne ako u selénu. Medzi reťazcami sú slabé medzimolekulové väzby, takže selén a telúr sa relatívne topia nízke teploty. Vďaka tejto štruktúre selén a telúr tvoria súvislý rad tuhých roztokov s náhodným striedaním atómov Se a potom v špirálovitých reťazcoch.
Kovové polónium existuje vo forme dvoch kryštalických modifikácií: nízkoteplotnej kubickej a vysokoteplotnej hexagonálnej. Pri oboch modifikáciách sa pri zahrievaní pozoruje zvýšenie elektrického odporu, typické pre kovy.
V sérii O - S - Se - Te - Po sa so zväčšením polomeru atómov zvyšuje intermolekulárna interakcia, čo vedie k zvýšeniu bodov topenia a varu. Kyslík a síra sú typické dielektriká, selén a telúr sú polovodiče a polónium je vodič.
3.4 Metódy extrakcie jednoduchých látok
V priemysle sa kyslík vyrába elektrolýzou vody, ako aj viacstupňovou destiláciou skvapalneného vzduchu (keďže bod varu kyslíka (-183 ° C) je vyšší ako bod varu dusíka (-195,8 ° C).
Kyslík veľmi vysokej čistoty sa získava reakciami: 2BaO + O2 2BaO2; 2BaO22BaO + О2
V laboratórnych podmienkach sa získa kyslík: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 2KCl + 3O2 2NaNO3 2NaNO2 + O2 2 H2O2 2 H2O + O2 2 HgO 2 Hg + O2.
Síra v priemysle sa ľahšie získava z podzemných ložísk banskou metódou alebo tavením z horniny pôsobením horúcej vodnej pary.
Zo zemných plynov obsahujúcich sírovodík sa síra vyrába oxidáciou na oxid siričitý SO2 a následnou reakciou SO2 s H2S v prítomnosti katalyzátorov na báze oxidu železa a hliníka:
SO2 + H2S → 3S + H2O.
Pyrit je tiež dôležitým zdrojom extrakcie síry:
FeS2 → FeS + S.
Hlavným zdrojom selénu a telúru sú zvyšky (kal) po elektrolytickom čistení medi, odpady z výroby síranov a celulózy a papiera, rudy, v ktorých sú tieto prvky vo forme chalkogenidov.
V priemysle sa kaly obsahujúce selén a telúr podrobujú oxidačnému praženiu so sódou pri 650 °C:
Ag2Se + Na2CO3 + O2 → 2Ag + Na2SeO3 + CO2;
Cu2Te + Na2CO3 + 2O2 → 2CuO + Na2TeO3 + CO2.
Separácia selénu a telúru sa dosiahne úpravou roztokom kyseliny sírovej, pričom telúr sa vyzráža vo forme hydratovaného oxidu (ktorý sa rozpustí na lúkach a elektrolyticky sa redukuje na telúr) a kyselina selénová H2SeO3 zostáva v roztoku, z ktorého pôsobením SO2 sa vyzráža červený selén.
Kovové polónium sa získava tepelným rozkladom sulfidu polónia alebo oxidu polónia vo vákuu, po ktorom nasleduje sublimácia kovu, ako aj redukcia PoO2 vodíkom (alebo redukcia PoBr2 suchým amoniakom pri 200 °C).
3.5 Chemické vlastnosti kyslíka a jeho zlúčenín
Väčšina kovov a nekovov sa spája s kyslíkom za vzniku oxidov:
4Fe + 302 -> 2Fe203;
4P + 502 -> P4010;
S + O2 → SO2.
Kyslík priamo nereaguje len s inertnými plynmi, halogénmi (okrem fluóru), striebrom, zlatom a platinové kovy(s výnimkou osmia). Reaktivita kyslíka je veľmi závislá od teploty a prítomnosti vody. V niektorých prípadoch je rýchlosť interakcie taká vysoká, že dôjde k výbuchu (napríklad H2, CH4, CO). Výbušné sú zmesi vzduchu s uhoľným prachom, múkou a inými jemne rozptýlenými látkami.
Ozón je silné oxidačné činidlo vďaka atómovému kyslíku, ktorý vzniká pri jeho rozklade: O3 → O2 + O ∙.
V atmosfére ozónu dochádza k samovoľnému vznieteniu mnohých organických látok, ľahko oxiduje meď, striebro a ortuť; Pod vplyvom ozónu sa sulfidy premieňajú na sírany. V laboratóriu sa vyrába prechodom tichých elektrických výbojov cez kyslík. Charakteristickou reakciou na ozón je modrý škrobový jódový papier:
O3 + 2KI + → I2 + O2 + 2KOH.
V zlúčeninách kyslík vykazuje oxidačné stavy +2, +1, -1, -2.
Charakteristický oxidačný stav: 2. Dôležité kyslíkaté zlúčeniny s oxidačným stavom -2 sú oxidy. Známe sú oxidy všetkých prvkov okrem troch inertných plynov - not, Ne, Ar.
V periódach dochádza k postupnému prechodu od zásaditých oxidov ku kyslým. Takže pre prvky tretej periódy: Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 Zásadité oxidy Amfotérny oxid Kyslé oxidy Zásadité oxidy tvoria s vodou zásady: MgO + H2O → Mg (OH) 2; kyslé - kyseliny: SO3 + H2O → H2SO4. Zásadité a kyslé oxidy navzájom reagujú za vzniku solí: MgO + SO3 → MgSO4.
Pri interakcii alkalických kovov s kyslíkom vznikajú peroxidy, v ktorých má kyslík oxidačný stav 1: 2Na + O2 → Na2O2. Spomedzi peroxidov má najväčší praktický význam peroxid vodíka H2O2. H2O2 je miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere. V praxi sa používajú 3% a 30% roztoky H2O2 (30% peroxid vodíka sa nazýva perhydrol). 80% peroxid vodíka sa získava elektrolýzou roztoku H2SO4 s koncentráciou najmenej 50% alebo pôsobením zriedenej kyseliny sírovej na peroxid bárnatý pri 0°C. H2O2 vo vodných roztokoch existuje vo forme dihydrátu, je to slabá kyselina, zlúčenina je nestabilná, pri zahrievaní a na svetle sa rozkladá za uvoľňovania kyslíka: 2 H2O2 → 2 H2O + O2. Peroxid vodíka sa vyznačuje redoxnými vlastnosťami, ale prevažujú vlastnosti oxidačné.
Napríklad KNO2 + H2O2-1 → KNO3 + H2O-2 oxidant Ag2O + H2O2-1 → 2Ag + O20 + H2O redukčné činidlo Vlastnosť peroxidov interagovať s oxidom uhličitým sa používa v plynových maskách a ponorkách:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
Okrem toho pri interakcii s alkalickými kovmi, konkrétne: draslík, rubídium, cézium, vzniká superoxid (napríklad K2O4), kde má kyslík oxidačný stav -1/2. Pri interakcii alkalických kovov s ozónom vznikajú ozonidy (napríklad KO3), kde kyslík má oxidačný stav -1/3. .
Kyslík vykazuje kladné oxidačné stavy +1 a +2 iba pri interakcii s fluórom a fluoridmi (F2O2, OF2).
3.6 Chemické vlastnosti síry, selénu, telúru a polónia
V sérii od S po Po sú kovové vlastnosti vylepšené, čím sa zvyšuje redukčná aktivita.
Interakcia s jednoduchými látkami:
Pri izbovej teplote síra reaguje iba s ortuťou, ale jej chemická aktivita sa pri zahrievaní výrazne zvyšuje (ľahšie sa láme S-S kravaty). Za týchto podmienok priamo reaguje s mnohými jednoduchými látkami. Síra je pomerne silné oxidačné činidlo, ale môže vykazovať aj redukčné vlastnosti (vo vzťahu k prvkom s vysokou elektronegativitou - kyslík, halogény).
Rozliatu ortuť možno zhromaždiť pomocou jemne mletej síry: Hg + S → HgS.
Selén, telúr a polónium sa pri zahrievaní ľahko spájajú s kyslíkom, vodíkom, halogénmi a tiež s kovmi, podobne ako síra: Se + H2 → H2Se Se + Na → Na2Se
Te + O2 → TeO2 Te2Cl2 → TeCl4
Vo fluórovej atmosfére horí S, Se, za vzniku hexafluoridu EF6. V dôsledku interakcie síry s chlórom, ktorý sa pri zahrievaní výrazne zrýchľuje, vznikajú S2Cl2, SCl2. Pre bróm je známy iba S2Br2, jodidy síry sú nestabilné. Selén a telúr tvoria za týchto podmienok ECl4.
Interakcia s vodou:
Síra a selén neinteragujú s vodou, telúr reaguje s vodou pri teplote 100-1600C: Te + 2H2O → TeO2 + 2H2
Interakcia s alkáliami:
Síra, selén, telúr interagujú s alkáliami počas varu (disproporcionačná reakcia):
3E + 6KOH -> 2K2E + K2EO3 + 3H20.
V alkalických taveninách sa oxidujú na najvyššie oxidačné stupne:
2Se + 4KOH + 3O2 -> 2K2Se04 + 2H2O.
Interakcia s kyselinami:
Síra a selén nereagujú s vodnými roztokmi kyselín, hoci sa rozpúšťajú v koncentrovanej kyseline sírovej a dusičnej:
3S + 4 HN03 (konc.) -> 3S02 + 4 NO + 2H20;
Se + 4 HNO3 (konc.) -> 2 H2Se03 + 4N02 + 2H20.
Telúr je tiež inertný voči neoxidačným kyselinám. Zriedená kyselina dusičná ju oxiduje na kyselinu telurovú H2TeO3, koncentrovanú kyselinu dusičnú na oxohydroxonitrát a kyselinu chlórnu na kyselinu orthotelurovú H6TeO6.
Polónium sa ľahko rozpúšťa v kyselinách za vzniku dvojmocných solí (ružové), ktoré rýchlo oxidujú na zlúčeniny štvormocného polónia (žlté).
Charakteristické oxidačné stavy v zlúčeninách: 2, +2, +4, +6.
Oxidačný stupeň -2 je typický pre vodíkové zlúčeniny chalkogénov, ako aj ich bezkyslíkaté soli.
Hydridy všetkých chalkogénov sú známe, s výnimkou hydridu polónia, ktorý sa získal len v zvyškových množstvách a nebol prakticky charakterizovaný.
V sérii H2S-H2Se-H2Te sa v dôsledku zväčšenia veľkosti atómov chalkogénu dĺžka H-E spojenia sa zvyšuje väzbová energia, energia tvorby a termodynamická stabilita molekúl H2E, zvyšuje sa intermolekulárna interakcia a v súlade s tým sa zvyšujú teploty topenia a varu.
Všetky hydridy H2E sú jedovaté plyny s nepríjemným zápachom.
V praxi sa H2S vyrába pôsobením zriedených kyselín na sulfidy kovov. Napríklad:
FeS + HCl → FeCl2 + H2S.
H2S je veľmi silné redukčné činidlo.
Strieborné a medené veci vo vzduchu alebo vo vode obsahujúcej sírovodík sa zafarbujú tvorbou zodpovedajúcich sulfidov: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Selenid a telurid (H2Se, H2Te) vodíka možno získať pôsobením vody alebo kyselín na selenidy a teluridy niektorých kovov:
Al2Te3 + 6H2O -> 2Al(OH)3 + 3H2Te.
Vo vodných roztokoch sa rýchlo oxidujú vzdušným kyslíkom:
2H2E + O2 → 2H2O + 2E (kde E je Se alebo To).
Chalkogénne vody horia na vzduchu za tvorby oxidov a pri nedostatku oxidačného činidla je možný aj vznik jednoduchých látok.
2H2E + 02 -> 2H20 + 2 E02.
Po rozpustení vo vode tvorí H2E zodpovedajúce slabé dvojsýtne kyseliny. Schopnosť disociácie, sila kyselín a redukčné vlastnosti sa zvyšujú v rade H2S, H2Se, H2Te.
Kyselina sírovodík a jej soli sa správajú ako redukčné činidlá, oxidujú na voľnú síru, oxid siričitý, polytionáty, kyselinu sírovú. I2 + H2S -> 2HI + S; H2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SO4 + 8 HCl.
Síra je charakteristická tvorbou polysulfánov H2Sn (n = 2-8), sú nestabilné a ľahko oxidujú a disproporcionálne k H2S a S.
Zo sulfidov sú rozpustné iba soli alkalických kovov, kovov alkalických zemín a amónia. Sulfidy MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS sú slabo rozpustné vo vode, rozpustné v silných neoxidačných kyselinách; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (zlatovka) sú úplne nerozpustné. Mnohé sulfidy sú zafarbené. Sulfidy sa získavajú priamou interakciou jednoduchých látok, pôsobením kovov sírovodíka alebo redukciou hydroxykyselín. Nerozpustné sulfidy možno získať výmennou reakciou: СdSO4 + H2S → CdS ↓ + H2SO4. Sulfidy, najmä rozpustné, sú silné redukčné činidlá.
Okrem toho sú síra, selén a telúr schopné vytvárať polysulfidy, polyselenidy a polyteluridy.
3.7 kyslíkaté zlúčeniny chalkogénu
Oxidačný stav +4
Oxid sírový SO2 - oxid siričitý, bezfarebný, s veľmi dusným zápachom. SeO2, TeO2, PoO2 sú pevné látky. SO2, SeO2 sú zároveň kyslé oxidy, TeO2 je amfotérny oxid, PoO2 je zásaditý oxid.
SO2, TeO2, SeO2 vykazujú redoxné vlastnosti:
2SO2 + O2 → 2 SO3 (SO2 je redukčné činidlo)
2H2S + SO2 → 2H2O + S (SO2 je oxidačné činidlo).
Najväčší priemyselný význam má SO2, ktorý vzniká reakciou: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
SO2 možno získať spaľovaním síry S + O2 → SO2.
V laboratóriu - pôsobením koncentrovanej H2SO4 na medené piliny:

SO2 je typický kyslý oxid: reaguje so zásaditými oxidmi a hydroxidmi za vzniku siričitanov: Na2O + SO2. → Na2SO3.
Keď sa SO2 rozpustí vo vode, vytvorí sa kyselina siričitá (alebo sírová).
SO2 + H2O → H2SO3.
Ide o stredne silnú dvojsýtnu kyselinu, ktorá existuje iba v zriedených roztokoch, na vzduchu oxiduje na H2SO4. 2H2S03 + O2 -> 2H2S04. Kyselina sírová vykazuje redoxné vlastnosti (ale charakteristické skôr pre jej redukčné vlastnosti): redukčné vlastnosti: H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl; oxidačné vlastnosti: H2SO3 + 2 H2S → 3S + 3H2O.
H2SO3 tvorí stredné soli - siričitany a kyslé - hydrosulfity. Siričitany aktívnych kovov sa zahrievaním rozkladajú za vzniku sulfidov a síranov: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.
Sulfity sú schopné obnoviť voľnú síru:
Na2S03 + S → Na2S203. tiosíran sodný
V rade H2SO3 → H2SeO3 → H2TeO3 sa znižuje sila kyselín a znižujú sa aj redukčné vlastnosti. Oxidačné vlastnosti sú najvýraznejšie u H2SeO3.
Oxidačný stav +6
Medzi oxidom trioxidom najvyššia hodnota má oxid sírový (VI) SO3 - anhydrid kyseliny sírovej - priehľadná kvapalina, ktorá sa získava oxidáciou SO2 pri teplote 400 - 6000C za prítomnosti katalyzátora (V2O5):
2SO2 + O2 → 2SO3.
Vzniká aj pri tepelnom rozklade síranov a pyrosíranov:
Na2S207 -> SO3 + Na2S04.
SO3 je jednou z najreaktívnejších zlúčenín síry. Vykazuje oxidačné vlastnosti, napr.
SO3 + C → 2SO2 + CO2.
Keď sa SO3 rozpustí vo vode, vytvorí sa silná síranová (sírová) kyselina.
Bezvodá kyselina sírová H2SO4 je jedným z najdôležitejších produktov chemického priemyslu. Je to bezfarebná olejovitá látka s hustotou 1,84 g/cm3. Kyselina sírová sa zmieša s vodou v akomkoľvek pomere, tento proces je sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepla, zmes môže dokonca vrieť, špliechať (preto je potrebné pridávať kyselinu do vody a nie naopak). Koncentrovaná kyselina sírová sa používa ako odvlhčovač plynového sušidla.
Ťaží sa kontaktným a nitróznym spôsobom. Pri výrobe kyseliny sírovej sa SO3 nerozpúšťa vo vode, ale v koncentrovanom roztoku kyseliny sírovej, keďže plynný SO3 po rozpustení vo vode reaguje s vodnou parou nad hladinou vody a tvorí významnú časť H2SO4 vo forme hmly. Roztok SO3 v H2SO4 sa odborne nazýva oleum. V priemysle sa ťaží oleum s obsahom 20-65% SO3. Na získanie koncentrovanej H2SO4 sa oleum zmieša s kyselinou sírovou a obsahuje trochu vody.
Pri kontaktnom spôsobe výroby kyseliny sírovej sa vyskytujú tieto procesy:
Stupeň I: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
II stupeň: 2SO2 + O2 → 2SO3 (katalyzátor V2O5)
Stupeň III: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (oleum)
Stupeň IV: H2S2O7 + H2O → 2H2SO4.
Dusíková cesta:
SO2 + N02 → SO3 + NO;
SO3 + H2O → H2SO4 (≈75 %)
2NO + O2 → 2NO2 (návrat do reakcie).
Koncentrovaná kyselina sírová je pomerne silné oxidačné činidlo.
Aktívne kovy (Mg, Zn) sú schopné redukovať koncentrovanú H2SO4 na H2S, S alebo SO2.
4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Cu, Ag, Hg redukujú H2SO4 na SO2:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Pôsobením koncentrovanej kyseliny na Fe, Mn, Te, V, Cr, Al atď. dochádza k pasivácii - vytvárajú sa oxidové filmy kovov s vysokým stupňom oxidácie.
Koncentrovaná H2SO4 je schopná oxidovať C, P, S:
2 H2SO4 + C -> C02 + 2S02 + 2H20;
5 H2SO4 + 2P -> 2H3P04 + 5S02 + 2H20.
Bromovodík a jodovodík sa pôsobením koncentrovanej H2SO4 oxidujú na voľné halogény:
8HI + H2SO4 -> 4I2 + H2S + 4H20.
Zriedená kyselina sírová nevykazuje viditeľné oxidačné vlastnosti.
Na rozdiel od koncentrovanej H2SO4, zriedená H2SO4 reaguje len s kovmi, ktoré sú v napäťovej sérii až po vodík:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2.
Soli kyseliny sírovej - sírany, sa dobre rozpúšťajú vo vode. Majú tendenciu vytvárať hydráty. BaSO4, SrSO4, PbSO4 sú zle rozpustné. Sulfáty sa vyznačujú vysokou tepelnou stabilitou, pri silnom zahriatí sa rozkladajú za uvoľňovania oxidu kovu, SO2 a O2.
Sírany vodíka pri zahrievaní tvoria pyrosíran alebo disulfát, soli kyseliny disulfátovej:
2NaHS04 -> Na2S207 + H20;
Na2S207 -> Na2S04 + S03.
Anhydrid selénu SeO3 je biela hygroskopická látka podobná v mnohých vlastnostiach SO3. SeO3 je veľmi silné oxidačné činidlo. Po rozpustení vo vode vytvára kyselinu selénovú H2SeO4. Získava sa oxidáciou kyseliny selenitej koncentrovaným roztokom peroxidu vodíka:
H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O.
TeO3 je biela nestabilná pevná zlúčenina, na rozdiel od SO3 a SeO3 prakticky nehydratuje, ale rýchlo interaguje s alkáliami a vytvára teluratíva. Redukčné vlastnosti TeO3 sú oveľa menej výrazné ako u SeO3.
Kyselina telurová sa syntetizuje oxidáciou oxidu telurnatého alebo telúru, ako aj výmennými reakciami. Kyselina orthotelurová H6TeO6 je bezfarebná kryštalická tuhá látka, vysoko rozpustná vo vode.
V sérii SO42- → SeO42- → H5TeO6- sa pozoruje nemonotonická zmena termodynamickej stability a oxidačnej schopnosti: kyselina selénová a jej soli sú termodynamicky menej stabilné. Oxidačné vlastnosti sú najvýraznejšie u H2SeO4: uvoľňuje chlór s koncentrovanou HCl, rozpúšťa meď a dokonca aj zlato bez zahrievania 2 Au + 6 H2SeO3 → Au2 (SeO4) 3 + H2SeO3 + 3 H2O.
Síra tvorí veľké množstvo okysličených kyselín, kde formálny oxidačný stav síry je +2, +5 a pod. Okrem vyššie diskutovaných kyselín je potrebné uviesť tiosulfátovú kyselinu H2S2O3, ditionové a polytionové kyseliny H2S2O6 a H2SnOn, peroxodisyrkán H2S2O8, peroxomonosyrchan H2SO5, halogénsulfónové kyseliny HSO3X. Je vhodné považovať všetky tieto kyseliny za výsledok formálnej substitúcie konečného atómu kyslíka alebo hydroxylovej skupiny v H2SO4 izoelektronickou skupinou.
Napríklad kyselina tiosíranová je nestabilná zlúčenina, ktorá sa rozkladá reakciou:
H2S2O3 → S ↓ + SO2 + H2O
Jeho soli - tiosírany - sú silné redukčné činidlá:
Na2S203 + 4Cl2 + 5H20 -> 2NaHS04 + 8HCl.
Táto reakcia je základom pre použitie tiosíranu v priemysle na zníženie prebytočného chlóru v procese bielenia tkanín („antichlór“). Tiosíran sodný sa používa pri jodometrickej titrácii:
I2 + 2Na2SO3 → 2NaI + Na2S4O6 tetrationát sodný.
Tiosíran sa rozkladá kyselinami:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S ↓ + SO2 + H2O